Все металлы подгруппы цинка устойчивы на воздухе, так как на поверхности цинка и кадмия при обычной температуре образуется тончайшая оксидная пленка, защищающая эти металлы от дальнейшего окисления, а ртуть на воздухе при комнатной температуре не окисляется. При нагревании все металлы образуют с кислородом нерастворимые оксиды: ZnO - белого, CdO - коричневого, HgO - желтого или красного, Hg2O - черного цвета.

Гидроксиды Zn и Cd нерастворимы в воде и получаются при взаимодействии их солей с растворами щелочей. Zn(OH)2 обладает амфотерными свойствами, а Cd(OH)2, главным образом, ? основными. Оба эти гидроксида легко растворяются в избытке NH4ОН с образованием комплексных аммиакатов. При взаимодействии растворов солей ртути со щелочами образуются оксиды, так как гидроксиды ртути неустойчивы и разлагаются в момент образования.

Элементы подгрупп меди и цинка проявляют склонность к комплексообразованию, координационное число их ионов равно 4.

Выполнение работы

Опыт 1. Получение и свойства гидроксида меди (II)

В четыре пробирки налить по 1-2 мл раствора соли меди (II) и во все добавить раствор щелочи до выпадения осадка. Затем прилить до растворения осадков в первую - раствор HCl, во вторую - раствор аммиака, в третью - концентрированной щелочи. Содержимое четвертой пробирки нагреть до кипения и отметить изменение окраски.

Требования к результатам опыта

1. Написать уравнение реакции получения гидроксида меди (II).

2. Составить уравнения реакций растворения гидроксида меди (II) в:

а) HCl; б) NH4OH; в) концентрированной щелочи.

3. Составить уравнение реакции, происходящей при нагревании Cu(ОН)2.

4. Сделать выводы о кислотно-основных свойствах и термической устойчивости гидроксида меди (II).

Опыт 2. Окислительные свойства соли меди (II)

Налить в пробирку 3-4 мл раствора CuSO4 и прибавить такой же объем раствора KI. Наблюдать образование белого осадка CuI. Дать осадку отстояться и испытать раствор иодкрахмальной бумажкой.

Требования к результатам опыта

1. Закончить уравнение реакции CuSO4 + KI = … и объяснить изменение окраски йодкрахмальной бумажки.

2. Сделать вывод об окислительно-восстановительных свойствах соединений меди (II).

Опыт 3. Получение оксида серебра

В пробирку налить 3-4 капли раствора AgNO3 и добавить 1-2 капли раствора щелочи. Отметить цвет образующегося осадка.

Требование к результату опыта

Составить уравнение реакции образования оксида серебра.

Опыт 4. Действие щелочи на растворы солей металлов подгруппы цинка

Налить в четыре пробирки по 1-2 мл растворов солей цинка, кадмия, ртути (I) и ртути (II). В каждую пробирку по каплям прибавить раствор щелочи до выпадения осадков. Отметить их цвет. Прилить во все пробирки избыток раствора щелочи. Какой из осадков растворяется?

Требования к результатам опыта

1. Составить уравнения реакций взаимодействия вышеперечисленных солей с раствором щелочи.

2. Написать молекулярное и ионные уравнения реакции растворения осадка в избытке щелочи.

Опыт 5. Окислительные свойства солей ртути

В пробирку налить 1-2 мл раствора нитрата ртути (II) и прибавить по каплям раствор SnCl2 до образования белого осадка хлорида ртути (I) Hg2Cl2. К осадку добавить избыток раствора SnCl2. Наблюдать постепенное образование серого осадка металлической ртути.

Требования к результатам опыта

1. Написать уравнения реакций образования Hg2Cl2 и металлической ртути.

2. Сделать вывод об окислительно-восстановительных свойствах солей ртути (II) и (I).

Опыт 6. Комплексные соединения цинка и кадмия

Налить в одну пробирку 1-2 мл раствора соли цинка, в другую 1-2 мл раствора соли кадмия. В обе пробирки добавить по каплям раствор NH4ОН до образования осадков, а затем до полного их растворения.

Требование к результатам опыта

Составить молекулярные и ионные уравнения реакций образования гидроксидов и аммиакатов цинка и кадмия.

Задачи для самостоятельного решения

19.1. Составить уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений:

Ag > AgNO3 > AgCl > [Ag(NH3)2]Cl > Ag2S.

19.2. Составить уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений:

ZnS > ZnO > Zn > ZnSO4 > Zn(OH)2 > Na2ZnO2.

19.3. Составить в молекулярном и ионном виде уравнения реакций гидролиза:

а) CuSO4 + H2O - …; б) CuSO4 + Na2CO3 + H2O = …; в) CuCl2 + H2O - ….

19.4. Вычислить ДН° реакции восстановления ZnO углем с образованием СО. ( = -350,6 кДж/моль; = -110,5 кДж/моль).

(Ответ: 240,1 кДж).

19.5. Написать уравнения реакций, сопровождающихся образованием свободного металла: а) AgNO3 + H2O2 + NaOH = …; б) H[AuCl4] + H2O2 + NaOH = ….

19.6. Что происходит при действии на гидроксиды цинка и кадмия растворов: а) щелочи; б) аммиака? Написать уравнения соответствующих реакций в молекулярном и ионном виде.

19.7. Вычислить молярную концентрацию водного раствора сульфата меди

(с = 1,107 г/мл), полученного при растворении 5 г соли в 45 г воды.

(Ответ: 0,63 моль/л).

19.8. Закончить уравнения реакций: а) CuCl2 + NaOH = …;

б) CuO + HNO3 = …; в) Cu(СN)2 + КСN = …; г) CuSO4 + H2O - … .

19.9. Закончить уравнения реакций: а) Zn + NaNO3 + NaOH = …;

б) Zn + K2Cr2O7 + H2SO4 = …; в) Hg + HNO3 (разб.) = …; г) Zn + H2SO4 (разб.) = ….

19.10. Составить уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений:

СuS > CuO > Cu > CuSO4 > Cu(OH)2 > CuO.

19.11. Можно ли восстановить медь из ее оксида водородом? Ответ мотивировать, вычислив ДG0 реакции CuO (к) + H2 (г) = Cu (к) + H2O (г).

( = -129,9 кДж/моль; = -228,6 кДж/моль).

19.12. Написать уравнения реакций взаимодействия металлов с кислотами:

а) Сu + H2SO4 (конц.) = …; б) Au + H2SеO4 (конц.) = …;

в) Ag + HNO3 (разб.) = …; г) Cu + HNO3 (разб.) = ….

19.13. Кусочек латуни (сплав цинка и меди) растворили в азотной кислоте. Раствор разделили на две части: к одной части прибавили избыток аммиака, а к другой ? избыток щелочи. В растворе или в осадке и в виде каких соединений находятся цинк и медь в обоих случаях? Написать уравнения соответствующих реакций.

19.14. Составить уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: HgSO4 > HgO > HgCl2 > HgS > HgO >Hg.

19.15. Чему равна молярная масса эквивалентов кадмия, если для выделения 1 г кадмия из раствора его соли надо пропустить через раствор 1717 Кл электричества? (Ответ: 56,2 г/моль).

19.16. Закончить уравнения реакций: а) Hg2Cl2 + SnCl2 = …;

б) Cd + HNO3 (разб.) = …; в) Cd + H2SO4 (конц.) = …; г) Hg + HNO3 (разб.) = …

19.17. Составить уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений:

Cd > Cd(NO3)2 > Cd(OH)2 > [Cd(NH3)4](OH)2 > CdSO4.

19.18. Учитывая, что координационное число серебра равно двум, написать уравнения реакций образования комплексных соединений серебра и назвать их:

а) AgNO3 + KCN (избыток) = …; б) AgBr + Nа2S2O3 = …; в) AgCl + NH4OH = ….

19.19. Какие вещества образуются при добавлении щелочи к растворам одно- и двухвалентной азотнокислой ртути? Составить молекулярные и ионные уравнения реакций.

19.20. Составить схемы двух гальванических элементов, в одном из которых медь служила бы катодом, а в другом - анодом. Написать уравнения реакций, происходящих при работе этих элементов. Вычислить значения стандартных ЭДС.

Лабораторная работа 20. Хром

Цель работы: изучить химические свойства соединений хрома.

Задание: убедиться на опытах, что кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства соединений хрома зависят от степени его окисления. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Хром является элементом побочной подгруппы VI группы. Это d-металл. На внешнем энергетическом уровне атома хрома содержится один электрон (3d54s1), однако соединения, в которых хром был бы одновалентен, неизвестны. Типичные степени окисления хрома +2, +3, +6, наиболее устойчивой является степень окисления +3. Соединения Cr (II) неустойчивы и быстро окисляются кислородом воздуха до соединений Cr (III).

При нагревании в мелкораздробленном состоянии хром окисляется многими неметаллами, сгорает в кислороде. Хром легко пассивируется, поэтому является исключительно химически устойчивым металлом.

Концентрированные H2SO4, HNO3 и царская водка на холоду не действуют на хром и лишь при нагревании медленно его растворяют. Однако хром реагирует с HCl и разбавленной H2SO4, вытесняя из них водород.

При прокаливании на воздухе образуется оксид хрома (III) Cr2O3 - тугоплавкое вещество зеленого цвета, не растворимое в воде. Cr2O3 - амфотерен, но малоактивен и реагирует только при сплавлении:

Cr2O3 + 2NaOH = 2NaCrO2 + H2O;

Cr2O3 + 3Na2S2O7 = Cr2(SO4)3 + 3Na2SO4.

Гидроксид хрома (III) получают реакцией обмена:

Cr2(SO4)3 + 6КОН = 2Cr(OH)3v + 3К2SO4.

Cr(OH)3 не растворим в воде, имеет амфотерный характер. Он растворяется в кислотах с образованием солей, в которых хром (III) выполняет функцию катиона: Cr(OH)3 + 3HCl = CrCl3 + 3H2O

и в щелочах с образованием солей, называемых хромитами, в которых хром (III) входит в состав аниона: Cr(OH)3 + 3КОН = К3[Cr(OH)6].

Соединения хрома (III) являются восстановителями и под действием окислителей переходят в соединения хрома (VI). Оксид хрома (VI) CrO3 - вещество темно-красного цвета, сильный окислитель. При растворении его в воде образуется две кислоты хромовая и дихромовая, известные только в растворах. Соли хромовой кислоты (хроматы) окрашены в желтый цвет, присущий иону CrO42?; соли дихромовой кислоты (дихроматы) имеют оранжевую окраску, характерную для ионов Cr2O72?.

Хроматы устойчивы в нейтральной и щелочной среде, дихроматы - в кислой. При изменении реакции среды возможен переход хроматов в дихроматы и наоборот:

2CrO42? + 2H+ - Н2O + Cr2O72? (оранжевая окраска);

Cr2O72? + 2OH? - H2O + 2CrO42? (желтая окраска).

Хроматы и дихроматы - сильные окислители. Наиболее сильно окислительные свойства проявляются в кислой среде, при этом соединения хрома (VI) восстанавливаются до соединений хрома (III).

Выполнение работы

Опыт 1. Получение оксида хрома (III) (групповой)

В фарфоровую чашку насыпать горкой небольшое количество дихромата аммония (NH4)2Cr2O7 и горящей спичкой нагреть его сверху. Наблюдать бурное разложение соли. Отметить цвет исходного вещества и продукта реакции. Проверить растворимость последнего в воде.

Требования к результатам опыта

1. Написать уравнение реакции разложения дихромата аммония и сделать вывод, к какому типу ОВР относится данная реакция.

2. Сделать вывод о растворимости в воде оксида хрома (III).

Опыт 2. Получение и свойства гидроксида хрома (III)

В две пробирки налить по 1-2 мл раствора соли хрома (III) и добавить в каждую по каплям раствор щелочи до появления серо-зеленого осадка. Для определения свойств Cr(OH)3 добавить в первую пробирку раствор HCl, а во вторую концентрированный раствор щелочи до полного растворения осадков. (Пробирку с образовавшимся хромитом сохранить для опыта 3).

Требования к результатам опыта

1. Написать уравнение реакции получения гидроксида хрома (III).

2. Составить уравнения реакций взаимодействия Cr(OH)3 с кислотой и щелочью.

3. Сделать вывод о кислотно-основных свойствах гидроксида хрома (III).

Опыт 3. Восстановительные свойства соединений хрома (III)

В пробирку с хромитом натрия или калия, полученным в опыте 2, добавить пероксид водорода H2O2 до изменения окраски.

Требования к результатам опыта

1. Закончить уравнение реакции KCrO2 + H2O2 + KOH =….

2. Сделать вывод, какими свойствами (окислительными или восстановительными) обладают соединения хрома (III).

Опыт 4. Взаимные переходы хромата и дихромата

Налить в одну пробирку 2-3 мл раствора хромата калия K2CrO4, а в другую - столько же дихромата калия K2Cr2O7. Заметить окраску в обеих пробирках. В первую пробирку добавить 1-2 мл раствора H2SO4 , во вторую 1-2 мл раствора щелочи. Наблюдать изменения окраски.

Требования к результатам опыта

1. Написать уравнения реакций перехода хромата в дихромат в кислой среде и дихромата в хромат в щелочной среде.

2. Сделать вывод о влиянии реакции среды на устойчивость хроматов и дихроматов.

Опыт 5. Окислительные свойства соединений хрома (VI)

В две пробирки налить по 1-2 мл раствора K2Cr2O7 и подкислить растворы 1 мл разбавленной H2SO4. Затем в одну пробирку прилить немного свежеприготовленного раствора сульфита натрия, во вторую - раствора нитрита калия. Как изменится окраска растворов?

Требования к результатам опыта

1. Закончить уравнения реакций:

K2Cr2O7 + Na2SO3 + H2SO4 =…;

K2Cr2O7 + KNO2 + H2SO4 =….

2. Сделать вывод, какими свойствами (окислительными или восстановительными) обладают соединения хрома (VI).

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

20.1. Закончить уравнения реакций: а) K2Cr2O7 + KI + H2SO4 = …;

б) CrO3 + NaOH = …; в) CrCl3 + H2O - …; г) Cr2O3 + H2SO4 =….

20.2. Вычислить тепловой эффект реакции получения хрома по стандартным энтальпиям образования: Cr2O3 + 2Al = Al2O3 + 2Cr.

(= -1440,6 кДж/моль; = -1676 кДж/моль).

(Ответ: -235,4 кДж).

20.3. Составить уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений:

Na2Cr2O7 > Na2CrO4 > Na2Cr2O7 > CrCl3.

20.4. Закончить уравнения реакций: а) NaCrO2 + PbO2 + NaOH = …;

б) K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4 = …; в) Cr2(SO4)3 + H2O - ….

20.5. Какой объем хлора при нормальных условиях выделится при взаимодействии одного моля дихромата натрия с избытком соляной кислоты?

(Ответ: 67,2 л).

20.6. Составить уравнения реакций взаимодействия в щелочной среде хлорида хрома (III): а) с бромом (Br2); б) с пероксидом водорода (H2O2).

20.7. Составить уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений:

Cr2O3 > Cr2(SO4)3 > Cr(OH)3 > K3[Cr(OH)6].

20.8. Можно ли восстановить хром из его оксида алюминием? Ответ мотивировать, вычислив ДG° реакции: Cr2O3 + 2Al = Al2O3 + 2Cr.

(= -1050 кДж/моль; = -1582 кДж/моль).

20.9. Составить уравнения реакций взаимодействия в щелочной среде сульфата хрома (III): а) с бромом (Br2); б) с диоксидом свинца (PbO2).

20.10. Учитывая, что координационное число хрома (III) равно 6, написать уравнения реакций образования комплексных соединений хрома и назвать их: а) CrCl3 + KCN (избыток) = …; б) Cr(OH)3 + NaOH (избыток) = …;

в) CrCl3 + NH4OH (избыток) = ….

20.11. Написать в молекулярном и ионном виде уравнения реакций гидролиза солей хрома: а) Cr2(SO4)3 + K2CO3 + H2O = …;

б) Cr(NO3)3 + H2O - …; в) CrCl3 + Na2S + H2O = ….

20.12. Вычислить молярную массу эквивалентов и эквивалент восстановителя в реакции

2СrCl3 + 3Br2 + 16KOH = 2K2CrO4 + 6KBr + 6KCl + 8H2O.

20.13. При сплавлении хромита железа Fe(CrO2)2 с карбонатом натрия в присутствии кислорода хром (III) и железо (II) окисляются и приобретают степени окисления +6 и +3. Составить уравнение реакции.

20.14. Можно ли получить хром восстановлением Cr2O3 водородом с образованием водяного пара при стандартном состоянии всех веществ? Ответ обосновать, рассчитав ДG° реакции

Cr2O3 + 3Н2 = 3Н2O (г) + 2Cr.

(= -1050 кДж/моль; = -228,6 кДж/моль).

20.15. Закончить уравнения реакций: а) Na2CrO4 + H2SO4 = …;

б) Na2Cr2O7 + NaOH = …; в) Na2Cr2O7 + HCl = …; г) Cr + HCl = ….

20.16. Закончить уравнения реакций окисления соединений хрома (III):

а) Cr2O3 + NaNO3 + Na2CO3 …; б) Cr(NO3)3 + NaBiO3+ HNO3 = ….

20.17. Вычислить молярную массу эквивалентов и эквивалент окислителя в реакции

2Al + K2Cr2O7 + 7H2SO4 = Al2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O

20.18. Закончить уравнения реакций:

а) Cr2O3 + H2SO4 = …; б) Cr2O3 + КОН …;

в) Cr2O3 + КОН + KMnO4 = …

20.19. Предложить 4 способа получения Cr2O3 Составить соответствующие уравнения реакций.

20.20. Какая масса дихромата калия требуется для приготовления 2 л 0,1 н. (по отношению к реакциям окисления в кислой среде) раствора K2Cr2O7?

(Ответ: 9,8 г).

Лабораторная работа 21. Марганец

Цель работы: изучить химические свойства соединений марганца.

Задание: получить и исследовать кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства гидроксида марганца (II); провести реакцию разложения перманганата калия; выяснить, как влияет среда на характер протекания реакций с участием перманганата калия в качестве окислителя. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Марганец является элементом побочной подгруппы VII группы. Это

d-металл. Электронная структура внешнего энергетического уровня его атома выражается формулой 3d54s2. Типичные степени окисления марганца +2, +4, +7, менее свойственные +3, +6. Для химии марганца очень характерны окислительно-восстановительные реакции. При этом в кислой среде для марганца устойчива степень окисления +2, в сильнощелочной +6, в нейтральной +4.

В соответствии с возможными степенями окисления марганец образует оксиды: Mn+2O, Mn2+3O3, Mn+4O2, Mn+6O3, Mn2+7O7

С повышением степени окисления марганца ослабевают основные и усиливаются кислотные свойства оксидов и гидроксидов. MnO и Mn2O3 и соответствующие им гидроксиды Mn(OH)2 и Mn(OH)3 имеют основной характер. Нерастворимый в воде Mn(OH)2 на воздухе вследствие окисления кислородом постепенно переходит в бурый Mn(OH)3:

4Mn(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Mn(OH)3

Окончательным продуктом окисления является коричневый оксид-гидроксид марганца:

4Mn(OH)3 + O2 + 2H2O = 4Mn(OH)4 = 4MnO(OH)2 + 4H2O

Соли марганца (II) и их концентрированные растворы обычно окрашены в светло-розовый цвет. Соединения марганца (II) - восстановители.

Оксид марганца (IV) MnO2 - темно-бурое нерастворимое в воде вещество, наиболее устойчивое кислородное соединение марганца при обычных условиях. Обладает слабо выраженными амфотерными свойствами. С концентрированной H2SO4 он дает крайне неустойчивую соль Mn(SO4)2, а при сплавлении со щелочами образует манганиты:

MnO2 + 2KOH = K2MnO3 + H2O.

MnO2 ? сильный окислитель, при этом он восстанавливается до солей марганца (II):

MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2O.

Действием более сильных окислителей MnO2 может быть окислен до соединений Mn (VI), Mn (VII):

2MnO2 + 4KOH + O2 = 2K2MnO4 + 2H2O.

K2MnO4 ? манганат калия, соль не выделенной в свободном состоянии марганцовистой кислоты H2MnO4. Не получен и оксид Mn (VI) - MnO3. Растворы манганатов окрашены в темно-зеленый цвет, присущий ионам MnO42?. Они устойчивы только в сильнощелочной среде, при разбавлении раствора водой манганаты диспропорционируют:

3K2MnO4 + 2H2O = 2КMnO4 + MnO2 + 4KOH.

Все производные Mn (VI) являются окислителями, особенно в кислой среде. Однако при действии более сильных окислителей они превращаются в соединения марганца (VII):

K2MnO4 + Сl2 = 2КMnO4 + 2KCl.

Оксид марганца (VII) Mn2O7 - зеленовато-черная жидкость, сильный окислитель. Растворим в воде. Отвечающая ему марганцовая кислота HMnO4 известна только в растворах. Эти растворы, а также растворы ее солей (перманганаты), окрашены в фиолетово-малиновый цвет, характерный для иона (MnO4)?. При нагревании перманганаты разлагаются с выделением кислорода:

2КMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2.

Производные Mn (VII) - сильные окислители. В кислой среде они восстанавливаются до солей марганца (II), в нейтральной, а также в слабокислой и слабощелочной - до MnO2, в сильнощелочной до манганатов, которые затем постепенно переходят в соединения Mn (IV).

Выполнение работы

Опыт 1. Получение и свойства гидроксида марганца (II)

В две пробирки налить по 1-2 мл раствора соли марганца (II) и в каждую добавить по каплям раствор щелочи до образования осадка. Отметить его цвет. В одну из пробирок прилить раствор кислоты, другую оставить на воздухе и наблюдать изменение цвета осадка. Осадок сохранить для опыта 3.

Требования к результатам опыта

1. Составить уравнение реакции образования Mn(ОН)2.

2. Написать уравнение реакции растворения гидроксида марганца (II) в кислоте.

3. Написать уравнение реакции окисления гидроксида марганца (II) на воздухе до MnО(ОН)2

4. Сделать вывод о кислотно-основных свойствах Mn(ОН)2.

Опыт 2. Восстановительные свойства соединений марганца (II)

В пробирку налить 2-3 мл раствора азотной кислоты HNO3 (1:1) и 2-3 капли раствора сульфата марганца MnSO4, перемешать и на кончике шпателя добавить висмутата натрия NaBiO3. По изменению окраски раствора определить образовавшееся соединение.

Требования к результатам опыта

1. Закончить уравнение реакции

MnSO4 + NaBiO3 + HNO3 = …

2. Сделать вывод, какие свойства (окислительные или восстановительные) проявляют соединения марганца (II).

Опыт 3. Окислительные свойства соединений марганца (IV)

Приготовить 2-3 мл раствора сульфата железа (II), подкислить его 1-2 мл разбавленной H2SO4 и добавить к осадку, полученному в опыте 1. Что наблюдается?

Требования к результатам опыта

1. Составить уравнение реакции взаимодействия MnO(ОН)2 с FeSO4 в кислой среде.

2. Сделать вывод, какие свойства (окислительные или восстановительные) проявляет соединение марганца (IV) в данной реакции.

Опыт 4. Разложение перманганата калия

В сухую пробирку поместить шпатель перманганата калия и нагреть на пламени спиртовки. К отверстию пробирки поднести тлеющую лучинку. Что наблюдается? Какой газ выделяется при разложении KМnO4? Нагревание продолжить до прекращения выделения газа. Пробирку охладить и влить в нее 2-3 мл воды. По окраске образовавшегося раствора и осадка определить соединения.

Требования к результатам опыта

1. Составить уравнение реакции разложения KМnO4 при нагревании и сделать вывод, к какому типу ОВР относится данная реакция.

2. Закончить уравнение реакции K2МnO4 + Н2О = … и сделать вывод, к какому типу ОВР относится данная реакция.

Опыт 5. Окислительные свойства соединений марганца (VII)

· Налить в пробирку 1-2 мл раствора KМnO4, 0,5-1 мл раствора H2SO4 и

2-3 мл раствора пероксида водорода Н2O2. Отметить обесцвечивание раствора и выделение газа.

· К 1-2 мл раствора сульфата марганца MnSO4 по каплям прилить раствор перманганата калия до выделения бурого осадка MnO2. При помощи универсальной индикаторной бумаги убедиться, что реакция раствора стала кислой.

Требования к результатам опыта

1. Закончить уравнения реакций: KМnO4 +Н2O2 + H2SO4 = …;

MnSO4 + KМnO4 + Н2О = ….

2. Сделать вывод, какие свойства (окислительные или восстановительные) проявляют соединения марганца (VII).

Опыт 6. Влияние среды на характер восстановления перманганата калия

В три пробирки налить по 2-3 мл раствора перманганата калия и добавить: в первую - 1-2 мл раствора серной кислоты, во вторую - столько же воды, а в третью 1-2 мл концентрированной щелочи. Во все три пробирки добавить по каплям раствор нитрита калия КNO2 до исчезновения фиолетового окрашивания. По окраскам полученных растворов и осадков определить соединения марганца.

Требования к результатам опыта

1. Закончить уравнения реакций:

KМnO4 + КNO2 + H2SO4 = …;

KМnO4 + КNO2 + Н2О = …;

KМnO4 + КNO2 + КОН = ….

2. Сделать вывод о характерной степени окисления марганца в кислой, нейтральной и щелочной среде.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

21.1. Как получить сульфат марганца (II) из: а) оксида марганца (II);

б) металлического марганца; в) KMnO4? Составить соответствующие уравнения реакций.

21.2. Какая масса перманганата калия потребуется для окисления 7,6 г FeSO4 в кислой среде? (Ответ: 1,58 г).

21.3. Рассчитать молярную массу эквивалентов перманганата калия в реакции

KMnO4 + PH3 + H2SO4 = H3PO4 + ….

Какая масса H3PO4 образуется, если в реакции участвовало 17 г PH3?

(Ответ: 31,6 г/моль; 49 г).

21.4. Под действием HNO3 манганаты диспропорционируют следующим образом: 3K2MnO4 + 4HNO3 = 2KMnO4 + MnO2 + 4KNO3 + 2H2O.

Какой объем раствора HNO3 (с = 1,185 г/мл) с массовой долей 30 % необходим для получения 9,48 г перманганата калия? (Ответ: 21,3 мл).

21.5. Как получить соединения марганца (VI) из соединений с более высокой и с более низкой степенью окисления? Составить соответствующие уравнения реакций.

21.6. Окисление сульфата железа (II) перманганатом калия в нейтральной среде протекает по уравнению KMnO4 + FeSO4 + Н2О = FeОНSO4 + ….

Какая масса перманганата калия потребуется для окисления 7,6 г FeSO4?

(Ответ: 2,63 г).

21.7. Закончить уравнения реакций: а) MnO + H2SO4 = …;

б) Mn2O7 + KOH = …; в) MnSO4 + KClO3 + KOH K2MnO4 + ….

21.8. Закончить уравнения реакций, в которых соединения марганца проявляют свойства: а) окислительные Fe(OH)2 + KMnO4 + H2O = …;

б) восстановительные MnSO4 + PbO2 + HNO3 = …;

в) окислительные и восстановительные одновременно K2MnO4 + H2O = ….

21.9. Почему оксид марганца (IV) может проявлять и окислительные и восстановительные свойства? Закончить уравнения реакций:

а) MnO2 + KI + H2SO4 = …; б) MnO2 + KNO3 + KOH = ….

21.10. Как меняется степень окисления марганца при восстановлении KMnO4 в кислой, щелочной и нейтральной среде? Закончить уравнения реакций:

а) KMnO4 + К2SO3 + H2SO4 = …;

б) KMnO4 + К2SO3 + КОН = …; в) KMnO4 + К2SO3 + H2O = ….

21.11. Восстановление перманганата калия сульфатом железа (II) в кислой среде протекает по уравнению KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 =…. На восстановление KMnO4 израсходовано 47 мл 0,208 н. раствора FeSO4. Какая масса KMnO4 содержалось в исходном растворе? (Ответ: 0,154 г).

21.12. Закончить уравнения реакций: а) Mn + H2SO4 (разб.) = …;

б) MnCl2 + KOH = …; в) MnCl2 + H2O - …; г) Mn + HNO3 (разб.) = ….

21.13. Окисление сульфата железа (II) перманганатом калия в щелочной среде протекает по уравнению KMnO4 + FeSO4 + КОН = FeОНSO4 + ….

Какая масса перманганата калия потребуется для окисления 7,6 г FeSO4?

(Ответ: 7,9 г).

21.14. Можно ли восстановить марганец из его оксида алюминием? Ответ мотивировать, вычислив ДG° реакции 3MnO2 + 4Al = 2Al2O3 + 3Mn.

(= -464,8 кДж/моль; = -1582 кДж/моль).

21.15. Как можно перевести в растворимое состояние марганец? Составить соответствующие уравнения реакций.

21.16. Вычислить молярную массу эквивалентов и эквивалент окислителя в реакции NaNO2 + KMnO4 + H2SO4 = ….

21.17. По стандартным энтальпиям образования вычислить тепловой эффект реакции получения марганца 3MnO2 + 4Al = 2Al2O3 + 3Mn.

(= -519,4 кДж/моль; = -1676 кДж/моль).

(Ответ: ?1793,8 кДж).

21.18. Закончить уравнения реакций: а) KMnO4 + H2SO4 (конц.) = …;

б) Mn2O7 + HCl = …; в) Mn2O7 + NaOH = …; г) MnO2 + KOH = ….

21.19. За 10 мин из раствора MnSO4 ток силой 5 А выделил 0,85 г Mn. Определить молярную массу эквивалентов марганца. (Ответ: 27,3 г/моль).

21.20. Закончить уравнения реакций: а) K2MnO4 + Cl2 = …;

б) Mn(NO3)2 + H2O - …; в) MnSO4 + H2O - …; г) MnCl2 + NaOH = ….

Реакции б), в), г) написать в молекулярном и ионно-молекулярном виде.

Лабораторная работа 22. Железо, кобальт, никель

Цель работы: изучить химические свойства соединений железа, кобальта, никеля.

Задание: получить гидроксиды железа (II), кобальта (II), никеля (II) и изучить их окислительно-восстановительные свойства; убедиться на опытах, что соединения железа (II) проявляют восстановительные, а железа (III) - окислительные свойства; получить комплексные соединения никеля и кобальта. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Железо, кобальт, никель составляют первую триаду элементов VIII группы побочной подгруппы (семейство железа), расположены в 4 периоде, относятся к d-элементам. Электронное строение 3dn4s2 (n = 6, 7, 8). Степени окисления +2, +3 и +6 (для Fe).

В ряду напряжений Fe, Co, Ni располагаются перед водородом в той же последовательности, в какой они стоят в периодической системе элементов.

В соляной и разбавленной серной кислоте железо, кобальт, никель растворяются при комнатной температуре с выделением водорода и образованием солей М (II).

Под действием концентрированной H2SO4 и дымящей HNO3 при обычной температуре эти металлы пассивируются. Разбавленная азотная кислота растворяет железо с образованием соли Fe (II); продуктами восстановления HNO3 могут быть (в зависимости от концентрации) NH4NO3, N2, N2O: Только концентрированная HNO3 при нагревании растворяет железо с образованием солей

Fe (III).

4Fe + 10HNO3 = 4Fe(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O;

5Fe + 12HNO3 = 5Fe(NO3)2 + N2 + 6H2O;

Fe + 6HNO3 = Fe(NO3)3 + 3NO2 + 6H2O.

Кобальт и никель растворяются в HNO3 с образованием солей М (II) и выделением NO2 в случае концентрированной кислоты и NO в случае разбавленного раствора.

Fe, Co, Ni образуют оксиды MО, M2O3 и М3О4 (МО . М2О3).

Оксид железа Fe+6O3, в свободном состоянии не получен, известны соответствующие соли ? ферраты Na2FeO4, K2FeO4.

Оксиды МО и соответствующие им гидроксиды М(ОН)2 обладают основными свойствами, практически не растворимы в воде и растворяются только в кислотах. М(ОН)2 получаются при взаимодействии солей М (II) со щелочами. Гидроксид Fe(OH)2 легко окисляется и частично переходит в Fe(OH)3:

4Fe(OH)2 + 2H2O + O2 = 4Fe(OH)3.

Гидроксид Со(ОН)2 существует в виде двух модификаций ? синей и розовой, окисляется в Со(ОН)3 под воздействием кислорода воздуха, но медленнее, чем Fe(OH)2. Под действием окислителей Н2О2, Br2 окисление идет гораздо быстрее. В отличие от Fe(OH)2 и Со(ОН)2 гидроксид Ni(OH)2 устойчив на воздухе и устойчив к действию Н2О2. Окисляется только более энергичными окислителями (Cl2, Br2):

2Ni(OH)2 + Br2 + 2NaOH = 2Ni(OH)3 + 2NaBr.

Оксид Fe2O3 и соответствующий гидроксид проявляют основные свойства, легко растворяются в кислотах, но могут проявлять и слабые амфотерные свойства. При сплавлении со щелочами или содой образуют ферриты:

Fe2O3 + Na2CО3 2NaFeO2 + CО2.

Оксиды Co2O3 и Ni2O3 и соответствующие им гидроксиды Со(ОН)3 и Ni(OH)3 плохо растворимы в воде, проявляют только основные свойства, являются сильными окислителями. При действии на них кислот образуют соли

М (II) и продкуты окисления, например:

Cо2O3 + 6HCl = 2CoCl2 + Cl2 + 3H2O;

Для железа более устойчивыми являются соединения со степенью окисления +3, для никеля и кобальта +2. Поэтому Fe2+ является довольно сильным восстановителем, тогда как Со2+ и Ni2+ этими свойствами в заметной степени не обладают. В степени окисления +3 железо, кобальт и никель проявляют окислительные свойства; окислительная способность увеличивается в ряду

металл химический соль реакция

Fe ? Co ? Ni .

Соли сильных кислот, как правило, все хорошо растворимы, растворы их вследствие гидролиза имеют кислую среду.

Элементы триады железа легко образуют комплексные соединения, в которых железо может иметь степень окисления +2, +3, кобальт, главным образом, +3, а никель +2. Наиболее характерное координационное число 6, редко 4.

Выполнение работы

Опыт 1. Получение и свойства гидроксида железа (II)

Налить в пробирку 1-2 мл свежеприготовленного раствора FeSO4 и прилить такой же объем щелочи. Наблюдать выделение осадка. Через несколько минут наблюдается побурение осадка. Почему?

Требования к результатам опыта

1. Написать уравнения реакций получения гидроксида железа (II).

2. Составить уравнеие реакии окисления гидроксида железа (II). до Fe(ОН)3 под действием кислорода воздуха и воды.

Опыт 2. Получение и свойства гидроксида кобальта (II)

Налить в две пробирки по 1-2 мл раствора СоСl2, добавить 1-2 мл раствора щелочи. Наблюдать осаждение синей формы Со(ОН)2. Нагреть содержимое одной пробирки. Образуется Со(ОН)2 розового цвета. При стоянии на воздухе Со(ОН)2 окисляется до Со(ОН)3. Быстро ли происходит эта реакция?

В другую пробирку с Со(ОН)2 прилить несколько капель раствора пероксида водорода Н2О2. Что наблюдается?

Требования к результатам опыта

1. Составить уравнения реакций получения гидроксида кобальта (II) и окисление его на воздухе до Со(ОН)3.

2. Написать уравнение реакции окисления Со(ОН)2 пероксидом водорода.

3. Сделать вывод о скорости окисления Со(ОН)2 под действием кислорода воздуха и пероксида водорода.

Опыт 3. Получение и свойства гидроксида никеля (II)

В пробирку налить 1-2 мл раствора NiCl2, добавить столько же раствора щелочи. Наблюдать образование осадка, отметить его цвет. Затем прилить несколько капель пероксида водорода. Изменяется ли цвет осадка?

Требования к результатам опыта

1. Написать уравнение реакции получения гидроксида никеля (II).

2. Сделать вывод о характере изменения восстановительной активности в ряду Fe(OH)2 - Co(OH)2 - Ni(OH)2.

Опыт 4. Восстановительные свойства иона Fe2+

Налить в пробирку 1-2 мл свежеприготовленного раствора FeSO4, добавить 1-2 мл разбавленной серной кислоты и прилить раствор перманганата калия KMnO4. Почему происходит обесцвечивание?

Требования к результатам опыта

1. Закончить уравнение реакции

KMnO4 + FeSO4 + Н2SO4 = ….

2. Сделать вывод, какие свойства (окислительные или восстановительные) характерны для соединений железа (II).

Опыт 5. Окислительные свойства иона Fe3+

К 1-2 мл раствора иодида калия KI прилить 1-2 мл хлорида железа (III) FeCl3 до появления коричневой окраски раствора. Раствор разбавить до бледно-желтого цвета и опустить в него полоску йодкрахмальной бумаги. Что наблюдается?

Требования к результатам опыта

1. Составить уравнение окислительно-восстановительной реакции взаимодействия иодида калия с хлоридом железа (III).

2. Сделать вывод об окислительно-восстановительных свойствах соединений железа (III).

Опыт 6. Получение комплексных соединений кобальта

К 1-2 мл раствора соли кобальта (II) прилить такой же объем концентрированного раствора KSCN. Образуется комплексная соль кобальта, раствор которой имеет синюю окраску.

Требование к результату опыта

Составить уравнение реакции образования комплексной соли кобальта, учитывая, что координационное число кобальта равно 4.

Опыт 7. Получение комплексных соединений никеля

Налить в пробирку 1-2 мл раствора соли никеля (II), прилить раствор NH4OH до образования осадка основной соли. К полученному осадку прилитьизбыток гидроксида аммония до растворения осадка. Наблюдать образование сине-фиолетового раствора аммиаката никеля.

Требования к результатам опыта

1. Составить уравнение реакции образования основной соли никеля (II).

2. Составить уравнение реакции образования комплексной соли никеля, учитывая, что координационное число никеля равно 4.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

22.1. Закончить уравнения реакций: а) Fe + H2SO4 (разб.) = …;

б) Fe + HNO3 (оч. разб.) = …; в) Ni + H2SO4 (конц.) = …; г) Co + HCl = ….

22.2. Написать в молекулярном и ионном виде уравнения реакций взаимодействия гидроксидов железа (II), кобальта (II) и никеля (III) с соляной кислотой.

22.3. Составить уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений:

Fe > FeSO4 > Fe(OH)2 > Fe(OH)3 > FeCl3.

22.4. Могут ли в растворе находиться совместно следующие вещества:

а) FeCl3 и SnCl2; б) FeSO4 и NaOH;

в) FeCl3 и K3[Fe(CN)6; г) FeSO4 и K3[Fe(CN)6?

Для взаимодействующих веществ составить уравнения реакций.

22.5. Восстановление Fe3O4 оксидом углерода идет по уравнению

Fe3O4 + CO = 3FeO + CO2.

Вычислить ДG°х.р. и сделать вывод о возможности самопроизвольного протекания этой реакции при 298 К. В каком направлении сместится равновесие этой реакции при повышении температуры?

(= -1014,2 кДж/моль; = -137,1 кДж/моль,

= -244,3 кДж/моль, -394,4 кДж/моль).

(Ответ: 24 кДж).

22.6. Составить уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений:

Fe > FeСl2 > Fe(CN)2 > K4[Fe(CN)6] > K3[Fe(CN)6].

22.7. Закончить уравнения реакций: а) Fe(OH)2 + O2 + H2O = …;

б) Fe(OH)3 + HCl = …; в) Co(OH)3 + HCl = …; г) Ni(OH)3 + HCl = ….

22.8. Составить уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений:

Ni > Ni(NO3)2 > Ni(OH)2 > Ni(OH)3 > NiCl2.

22.9. Какие степени окисления проявляет железо в своих соединениях? Как можно обнаружить ионы Fe2+ и Fe3+ в растворе? Составить молекулярные и ионные уравнения соответствующих реакций.

22.10. Написать в молекулярном и ионном виде уравнения реакций гидролиза солей: а) FeCl2 + H2O - …; б) NiSO4 + H2O - …;

в) Co(NO3)2 + H2O - …; г) Fe2(SO4)3 + H2O - ….

22.11. Закончить уравнения реакций получения ферратов калия и бария (K2FeO4, BaFeO4): а) KOH + FeCl3 + Br2 = K2FeO4 + …;

б) K2FeO4 + BaCl2 = …; в) Fe2O3 + KNO3 + KOH = KNO2 + ….

22.12. Закончить уравнения реакций образования комплексных соединений и назвать их, учитывая, что координационное число железа равно 6, а кобальта и никеля 4. а) Fe(CN)2 + KCN = …;

б) Co(SCN)2 + NH4SCN (избыток) = …; в) NiSO4 + NH4OH (избыток) = ….

22.13. Сколько часов надо вести электролиз раствора FeSO4, чтобы при силе тока в 2 А выделилось 279,2 г чистого железа? (Ответ: 133,6 ч).

22.14. Рассчитать молярную массу эквивалентов и эквивалент восстановителя в реакции Fe(OH)2 + KMnO4 + H2O = ….

22.15. Определить тепловой эффект реакции 4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2, если в реакции участвует 59,2 г FeS2, а энтальпии образования реагирующих веществ равны: = -148,5 кДж/моль; = -803,3 кДж/моль;

= -297,4 кДж/моль. (Ответ: -418,3 кДж).

22.16. Состав комплексной соли кобальта выражается эмпирической формулой CoCl3•4NH3. При взаимодействии с нитратом серебра осаждается лишь одна треть содержащегося в соли хлора. Учитывая, что координационное число кобальта в этом соединении 6, определить, какие лиганды входят в состав комплексного иона и написать координационную формулу соли.

22.17. По стандартным энтальпиям образования веществ вычислить тепловой эффект реакции, протекающей при выплавке чугуна,

3Fe2O3 + CO = 2Fe3O4 + CO2.

(= -110,5 кДж/моль; = -393,5 кДж/моль;

= -822,2 кДж/моль; = -1117,1 кДж/моль).

(Ответ: -50,6 кДж).

22.18. Закончить в молекулярном и ионном виде уравнения качественных реакций на ион Fe3+: а) Fe2(SO4)3 + KOH = …; б) FeCl3 + K4[Fe(CN)6] = …;

в) Fe(NO3)3 + KSCN = ….

22.19. Закончить уравнения реакций: а) FeSO4 + Br2 + H2SO4 = …;

б) FeCl3 + H2S = …; в) FeCl3 + Na2CO3 + H2O = …; г) Fe + HNO3 (разб.) = ….

22.20. Как влияет на коррозию железа его контакт с другими металлами? Какой металл будет разрушаться первым при повреждении поверхности а) луженого, б) оцинкованного; в) никелированного железа? Составить схемы образующихся гальванических элементов. Написать уравнения реакций катодных и анодных процессов.

Лабораторная работа 23. Галогены

Цель работы: изучить химические свойства галогенов и их соединений.

Задание: провести опыты по получению хлора и хлорной воды; определить состав хлорной воды и проверить ее окислительные свойства; проделать качественную реакцию на иод; провести реакции взаимодействия концетрированной серной кислоты с NaCl, KBr и KI. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Галогены ? фтор, хлор, бром, йод, астат ? расположены в главной подгруппе VП группы. Атомы галогенов на внешнем уровне имеют по семь электронов (ns2np5). Характерная степень окисления галогенов ?1. Однако все они, кроме фтора, могут проявлять и положительные степени окисления +1, +3, +5, +7. В природе галогены встречаются главным образом в виде отрицательно заряженных ионов, и их получение в свободном состоянии сводится к окислению этих ионов. В качестве окислителей используют МnО2, PbО2, KMnO4, K2Cr2O7, KClO3.

Двухатомные молекулы галогенов неполярны, поэтому они хорошо растворимы в неполярных или слабополярных жидкостях: сероуглероде, бензине, бензоле, хлороформе. Растворимость галогенов в воде сравнительно мала. Фтор в воде не может быть растворен, так как он ее окисляет. В одном объеме воды при 20 °С растворяется 2,5 объема хлора. Этот раствор называется хлорной водой. Растворенный в воде хлор взаимодействует с ней с образованием хлорноватистой НClO и соляной кислот. Хлорноватистая кислота неустойчива и разлагается с образованием атомарного кислорода, вследствие чего хлорная вода обесцвечивает красители.

Йод лучше растворяется в растворе иодида калия. В качестве индикатора для определения йода применяют раствор крахмала. С крахмалом йод образует адсорбционные окрашенные соединения синего цвета, окраска которых исчезает при нагревании.

Свободные галогены являются энергичными окислителями, вступая в реакции с большинством элементов. Окислительная активность галогенов уменьшается от фтора к йоду.

Отрицательные ионы галогенов являются восстановителями (за исключением F?), причем их восстановительная способность увеличивается от С1? •к I?.

Соединения галогенов с водородом - галогеноводороды - бесцветные газы с резким запахом, хорошо растворимы в воде. Их растворы являются кислотами. В ряду HF ? НCl ? НBr ? HI кислотные свойства усиливаются. В этом же ряду возрастает восстановительная активность.

HCl и HF получают обменной реакцией их солей с концентрированной H2SO4. НBr и HI подобным образом получить практически невозможно, так как в реакции с серной кислотой они проявляют сильные восстановительные свойства и окисляются до свободных галогенов. НВг и HI получают гидролизом соединений фосфора PBr3 и PI3.

Кислородные соединения галогенов могут быть получены только косвенным путем. Они представляют собой сравнительно малоустойчивые вещества и являются сильными окислителями.

Выполнение работы

Опыт 1. Получение хлора и хлорной воды

(Проводить в вытяжном шкафу!). В сухую пробирку поместить 2 шпателя оксида марганца (IV) MnO2, укрепить ее вертикально в зажиме штатива и прилить 2-3 мл концентрированной HCl. Закрыть пробирку пробкой с газоотводной трубкой, конец которой опустить в пробирку, заполненную наполовину водой. Если реакция протекает недостаточно энергично, содержимое пробирки слегка подогреть. Отметить цвет образующегося газа. Хлор пропускать в воду до полного прекращения реакции. Пробирку с хлорной водой закрыть пробкой и сохранить для следующих опытов.

Требование к результатам опыта

Составить уравнения реакций получения хлора и хлорной воды.

Опыт 2. Определение состава хлорной воды

В три пробирки налить по несколько капель хлорной воды. В одну пробирку добавить 1-2 капли раствора синего лакмуса и наблюдать переход синей окраски в красную, а затем постепенное исчезновение окраски. В другую пробирку добавить несколько капель АgNO3 до выпадения осадка, в третью - концентрированного раствора щелочи до исчезновения запаха хлорной воды.

Требования к результатам опыта

1. Объяснить переход синей окраски лакмуса в красную, а затем исчезновение окраски.

2. Написать уравнения реакций AgNO3 с HCl и хлорной воды со щелочью.

3. Сделать вывод о составе хлорной воды.

Опыт 3. Окислительные свойства хлорной воды

Налить в одну пробирку 1-2 мл раствора KBr , в другую - столько же KI и в каждую прибавить по 1-2 мл хлорной воды, В какой цвет окрашиваются растворы? Прилить в обе пробирки по 0,5-1 мл органического растворителя (CCl4, бензина), обратить внимание на его цвет. Содержимое пробирок сильно взболтать. Отметить изменение окраски органического растворителя.

Требования к результатам опыта

1. Составить уравнения реакций взаимодействия КВг и KI с хлорной водой.

2. Сделать вывод о растворимости брома и йода в воде и органическом растворителе.

Опыт 4. Растворимость йода и качественная реакция на йод

Поместить в пробирку 1 шпатель кристаллического йода, прилить 2-3 мл воды и энергично взболтать. Отметить окраску раствора. Слить полученную йодную воду в другую пробирку и добавить к ней несколько капель раствора крахмала. Нагреть пробирку, а затем охладить под краном струей холодной воды. Объяснить явления, которые при этом происходят. К оставшимся в первой пробирке кристаллам йода добавить 2-3 мл раствора KI. Что наблюдается?

Требование к результатам опыта

Сделать вывод о растворимости йода в воде и растворе иодида калия.

Опыт 5. Получение и свойства хлороводорода

(Проводить в вытяжном шкафу!). Поместить в пробирку один шпатель NaCl и прилить 1-2 мл концентрированной серной кислоты. Проверить действие выделяющегося газа на влажную индикаторную бумагу.

Требование к результату опыта

Написать уравнение реакции получения HCl.

Опыт 6. Взаимодействие бромидов и иодидов с концентрированной H2SO4

(Проводить в вытяжном шкафу!). В две сухие пробирки отдельно поместить по 2 шпателя KBr и KI и осторожно добавить в каждую из них по 1-2 мл концентрированной H2SO4. Что наблюдается? Для прекращения реакций в пробирки добавить раствор щелочи.

Требование к результатам опыта

Составить уравнения окислительно-восстановительных реакций взаимодействия бромида и иодида калия с концентрированной H2SO4.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

23.1. Написать уравнения реакций взаимодействия галогенов с водой и назвать образующиеся соединения галогенов.

23.2. Закончить уравнения реакций:

а) NaClO + Ni(OH)2 + H2SO4 = …; б) NaCrO2 + Br2 + NaOH = ….

в) I2 + Cl2 + H2O = …;

23.3. Написать уравнения реакций взаимодействия галогенов с растворами щелочей (горячими и холодными) и назвать образующиеся соединения галогенов.

23.4. Какую массу бертолетовой соли KClO3 можно получить из 168 г гидроксида калия? (Ответ: 61,2 г).

23.5. Привести уравнения реакций получения галогеноводородов.

23.6. Какой объем хлороводорода HCl (условия нормальные) необходим для приготовления 1 л 10 %-го раствора соляной кислоты (плотность 1,05 г/мл)? Определить молярную концентрацию эквивалентов полученного раствора.

(Ответ: 64,4 л; 2,9 моль/л).

23.7. Какая масса металлического цинка прореагировала с соляной кислотой, если при этом выделилось 112 мл газообразного водорода при нормальных условиях? (Ответ: 0,327 г).

23.8. Какая масса металлического алюминия прореагировала с соляной кислотой, если при этом выделилось 336 мл газообразного водорода при нормальных условиях? (Ответ: 0,27 г).

23.9. Закончить уравнения реакций:

а) KClO3 + FeSO4 + H2SO4 = …;

б) SO2 + Br2 + H2O = …; в) HI + H2SO4 = ….

23.10. В 1 л раствора содержится 8 г HClO4. Определить молярную концентрацию эквивалентов хлорной кислоты, если реакция протекает по уравнению: HClO4 + SO2 + H2O = HCl + H2SO4. (Ответ: 0,64 моль/л).

23.11. Закончить уравнения реакций: а) KBrO3 + KBr + H2SO4 = …;

б) KMnO4 + HI = …; в) KClO3 + KI + H2SO4 = ….

23.12. Вычислить молярную массу эквивалентов и эквивалент окислителя в реакции KIO3 + KI + H2SO4 = I2 +….

23.13. Закончить уравнения реакций: а) Cl2O7 + NaOH = …;

б) Cl2O + Mg(OH)2 = …; в) MnO2 + HCl = …; г) HClO + NaOH = ….

23.14. В результате взаимодействия перманганата калия KMnO4 массой 31,6 г с соляной кислотой был получен хлор (условия нормальные). Рассчитать, какая масса диоксида марганца MnO2 потребуется для получения такого же количества хлора по реакции взаимодействия MnO2 с соляной кислотой.

(Ответ: 43,5 г).

23.15. В какой массе воды надо растворить 67,2 л HCl при нормальных условиях, чтобы получить 9 %-й раствор HCl. (Ответ: 1107 г).

23.16. Закончить уравнения реакций:

а) I2 + HNO3 (конц.) = …; б) Al + Br2 = …;

в) I2O5 + NaOH = …; г) NaCrO2 + Br2 + NaOH = ….

23.17. Закончить уравнения реакций получения в свободном виде хлора, брома и иода: а) HCl + MnO2 = …; б) KMnO4 + HCl = …;

в) NaBr + Cl2 = …; г) KI + Cl2 = ….

23.18. Закончить уравнения реакций, в которых ионы Cl?, Br?, I? являются восстановителями: а) HCl + KClO3 = …; б) HI + H2SO4 (конц.) = …;

в) HBr + K2Cr2O7 = …; г) KI + KNO2 + HCl = NO + ….

23.19. Закончить уравнения реакций, в которых галогены (в соединениях) проявляют окислительные свойства:

а) KI + NaClO + H2SO4 = …; б) Na2S + NaBrO + H2SO4 = …;

в) MnSO4 + KClO3 + KOH = …; г) HClO3 + H2SeO3 = ….

23.20. Составить уравнения реакций, которые нужно провести для осуществления следующих превращений: NaCl > HCl > Cl2 > KClO3.

Лабораторная работа 24. Кислород. Пероксид водорода

Цель работы: изучить химические свойства кислорода и пероксида водорода.

Задание: получить кислород; убедиться на опытах, что пероксид водорода обладает двойственными окислительно-восстановительными свойствами. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Кислород расположен в главной подгруппе VI группы и относится к р-элементам. На внешнем уровне атома кислорода содержится 6 электронов (2s22p4). В соединениях со всеми элементами (кроме фтора) кислород проявляет степень окисления ?2, а в пероксиде водорода Н2O2 и его производных ?1.

В лаборатории кислород получают чаще всего термическим разложением некоторых кислородсодержащих веществ, например KClO3, КМnО4, KNO3 и др.

Кислород химически активен; при нагревании он непосредственно взаимодействует с большинством простых веществ, образуя оксиды. Общая схема окислительного действия кислорода: O2 + 4з = 2О2?. Кроме того, молекула O2 , присоединяя или теряя электроны, образует соединения пероксидного типа, из которых наибольшее практическое значение имеют производные пероксид-иона O22? ? пероксид водорода Н2O2 и пероксиды Na2O2, BаO2.

Пероксиды проявляет как восстановительные, так и окислительные свойства, причем последние выражены сильнее. Для Н2O2 характерен распад по типу диспропорционирования:

2Н2О2?1 = 2H2O?2 + O20 .

Процесс распада ускоряется при освещении, нагревании, а также в присутствии катализаторов (МпO2, Fe2O3 и др.).

Пероксид водорода в водных растворах ведет себя как очень слабая
кислота.

Выполнение работы

Опыт 1. Получение кислорода

Насыпать в сухую пробирку 2 шпателя перманганата калия КМnО4, укрепить ее вертикально в зажиме штатива и нагреть. Выделяющийся газ испытать тлеющей лучинкой.

Требование к результатам опыта

Составить уравнение реакции разложения перманганата калия, указать окислитель и восстановитель и сделать вывод, к какому типу ОВР относится данная реакция.

Опыт 2. Разложение пероксида водорода

В две пробирки налить по 1-2 мл пероксида водорода. Одну пробирку слегка нагреть, а во вторую добавить немного оксида марганца (IV) MnO2. Внести в пробирку тлеющую лучинку. Отметить свои наблюдения.

Требования к результатам опыта

1. Написать уравнение реакции разложения H2O2.

2. Сделать вывод о роли оксида марганца (IV) в реакции разложения Н2О2.

Опыт 3. Окислительные свойства пероксида водорода

· Налить в пробирку 1-2 мл иодида калия KI, столько же разбавленной серной кислоты и добавить раствор Н2O2. Какое вещество выделилось?

· В пробирку налить 1-2 мл раствора соли хрома (Ш), добавить концентрированной щелочи до растворения первоначально образующегося осадка и прилить 2-3 мл Н2O2. Наблюдать изменение окраски раствора.

· К 1-2 мл раствора MnSO4 добавить столько же разбавленной щелочи и 2-3 мл раствора пероксида водорода. Что наблюдается?

Требование к результатам опыта

Закончить уравнения реакций: KI + H2O2 + H2SO4 = …;

Cr2(SO4)3 + H2O2 + NaOH = …;

MnSO4 + H2O2 + NaOH = ….

В каждой реакции указать окислитель и восстановитель.

Опыт 4. Восстановительные свойства пероксида водорода

· Налить в пробирку 1-2 мл раствора перманганата калия KMnO4 добавить

1-2 мл разбавленной серной кислотой и 2-3 мл раствора Н2О2. В пробирку внести тлеющую лучинку. Что происходит?

· К 5-10 каплям раствора нитрата серебра AgNO3 добавить 1-2 мл разбавленной щелочи и 2-3 мл раствора пероксида водорода. Наблюдать образование черного осадка металлического серебра. В пробирку внести тлеющую лучинку. Какой газ выделяется?