Практикум по неорганической химии

СОБЛЮДЕНИЕ ПРАВИЛ ТЕХНИКИ БЕЗОПАСНОСТИ В ЛАБОРАТОРИИ ОБЩЕЙ И НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ

С первых дней работы в лаборатории студент должен знать правила техники безопасности, быть аккуратным и внимательным при выполнении

экспериментов.

Лабораторный практикум полностью исключает образование взрывоопасных газовоздушных смесей в объеме помещения и в отдельных рабочих зонах. Общие требования безопасности регламентируются ГОСТ 12.4.113-82 (работы учебные лабораторные). Оборудование, применяемое в учебных лабораториях, соответствует требованиям ГОСТ 12.2.949-80.

К выполнению лабораторного практикума по химии студенты допускаются только после получения инструктажа по технике безопасности.

Все лабораторные работы выполняются согласно описанию в методических указаниях кафедры.

Перед каждой лабораторной работой преподаватель обязан напомнить правила по технике безопасности в химической лаборатории применительно к данной лабораторной работе.

Запрещается выносить из лаборатории реактивы, приборы, посуду!

Исправное состояние лабораторных установок, оснащение лаборатории реактивами и посудой обеспечивается лаборантами.

Ра всех банках с реактивами должны быть четкие этикетки с названием их содержимого.

Концентрированные кислоты щелочи, ядовитые и летучие вещества (бромная вода, аммиак, сероводородная вода) должны находится в вытяжных шкафах; там же выполняются все опыты с этими веществами.

Не допускается слив в раковину концентрированных кислот и щелочей, органических растворителей.

Концентрированные кислоты и щелочи предварительно нейтрализуют, разбавляют, собирают в специальные склянки под тягой и уничтожают по мере накопления в специально отведенных местах.

Отходы дорогостоящих металлов и их соединений (например, серебро) собирают в специальные емкости.

При попадании на кожу концентрированных кислот, щелочей и других едких веществ их необходимо стыть сильной струей воды и обратиться к лаборанту за помощью.

Студент, нарушивший правила техники безопасности, удаляется из лаборатории и допускается к последующим занятиям только после разрешения деканата и повторного прохождения инструктажа по технике безопасности и правилам работы в химической лаборатории.

Соблюдение порядка и чистоты в лаборатории возлагается на дежурного студента. По окончании занятий дежурный сдает помещение лаборанту.

Во время проведения занятий контроль за выполнением правил техники безопасности осуществляется преподавателем и лаборантом.

РЕКОМЕНДАЦИИ ПО ВЕДЕНИЮ ЛАБОРАТОРНОГО

ЖУРНАЛА

К ведению лабораторного журнала предъявляются требования, с которыми студент должен быть ознакомлен и которые должен соблюдать при оформлении лабораторных работ:

1. В качестве лабораторного журнала используется общая тетрадь с заполненным титульным листом.

2. Лабораторный журнал является единственным документом о проведении эксперимента. Вести записи на черновиках не реко­ мендуется.

3. Уравнения реакций должны быть записаны по определенной форме. При этом необходимо четко писать символы элементов, так как небрежная запись может вызвать ошибку. Например, лег­ ко спутать нечетко написанные символы кальция, меди и кобаль­ та (Са, Сu, Со), а также селена и скандия (Se,Sc).

В случае использования веществ в агрегатных состояниях,

необычных для лабораторной практики, следует отмечать это

состояние в уравнениях реакций (например, H₂Sр-р, CI₂р-р).

4. Обменные реакции следует записывать в молекулярной форме, сопровождая ее ионным уравнением

ВаСI₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄ + 2NaCI

Ва²⁺ + SO₄^2-= BaSO₄

6. Для записи уравнений гидролиза использовать ионно-молекуляр- ную форму записи, разделяя сильные электролиты знаком плюс

на ионы, указывая заряд и рН среды, например:

2Na⁺ + СО₃^2- + НОН = НСО₃^- + 2Na⁺ + ОН^-; рН>7 7. Для окислительно-восстановительных реакций необходимо моле­ кулярную форму записи сопровождать схемой электронного ­ баланса :

' 4NH₃ + 5О₂ = 4NO + 6Н₂О

N^-3-5е = N⁺²

О₂° +4е = 2О^-2

8, Оформление лабораторной работы начинают с названия темы, даты выполнения и заголовка опыта.

9. При оформлении качественных лабораторных работ, после проведения опыта и составления уравнения реакции по приведенной форме следует указать особенности данной реакции (нагревание,охлаждение, кипячение раствора и др.). Необходимо, также, отметить явления, наблюдаемые при проведении опыта: выпадение и цвет осадка, выделение газа, разогревание раствора, изменение окраски раствора (индикатора) и др.

10. При оформлении количественных лабораторных работ приводят описание эксперимента, уравнения реакций, таблицу экспериментальных данных, расчет. Результат расчета должен быть выделен(подчеркнут или обведен рамкой).

11. При оформлении лабораторных работ необходимо ответить на все вопросы, содержащиеся в описаниях опытов.

12. Каждая лабораторная работа должна быть дважды подписана у преподавателя: при завершении эксперимента и после окончательного оформления и защиты.

РЕКОМЕНДАЦИИ ПО СОСТАВЛЕНИЮ ХИМИЧЕСКИХ

УРАВНЕНИЙ

1. Для получения соли из кислоты или основания используют реакцию нейтрализации:

основание + кислота = соль + вода.

В реакции нейтрализации вместо кислоты (основания) можно применять соответствующий кислотный (основной) оксид 2КОН + H₂SO₄ = K₂SO₄ + 2Н₂О, 2КОН + SОз = K₂SO₄ + Н₂О, К₂О + H₂SO₄ = K₂SO₄ + Н₂О, К₂О + SO₃ = K₂S0₄

2. Кислая (основная) соль получается при действии избытка той же самой кислоты (основания) на среднюю соль*

Na₂SO₄ + H₂SO₄ = 2NaHSO₄

CaSO₄ + Ca(OH)₂ = (CaOH)₂SO₄

Для получения кислых и основных солей нельзя применять еакцию соли с водой , так как степень гидролиза очень мала

3. Переход от кислых (основных) солей к средним достигается при добавлении соответствующего основания (кислоты)

КНСОз + КОН = К₂СО₃ + Н₂О

(MgOH)₂SO₄ + H₂SO₄ = 2MgSO₄ + 2Н₂0

4. Амфотерные основания реагируют и с кислотами (реакция нейтрализации, см. п.1), и со щелочами (получаются комплексные соединения)

Zn(OH)₂ + 2НС1 = ZnCI₂ + 2Н₂О

Zn(OH)₂ + 2KOH = K₂[Zn(OH)₄]

5. При сплавлении амфотерных оксидов со щелочами или карбонатами щелочных металлов образуются производные соответствующих метакислот

АlОз + 2NaOH = 2NaAlO₂ +Н₂О(метаалюминат натрия)

Cr₂O₃ + Na₂CO₃ = 2NaCrO₂ + СО₂ (метахромит натрия)

6. Слабые основания легко отщепляют воду при нагревании (некоторые даже при комнатной температуре)

Сu(ОН)₂ = СuО + Н₂О, при t° = 60°С

2AgOH = Ag₂O + Н₂О, при норм. t°

7. Надо помнить, что обменная реакция протекает в выбранном направлении, если в результате реакции выпадет осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит. При составлении уравнения обменной реакции удобнее, чтобы в левой части уравнения были растворимые вещества (табл. 2). В противном случае в продуктах реакции должно быть вещество с еще меньшей растворимостью (табл. 3),

Следствия из этого правила:

а) Для получения гидроксида малоактивного металла используют реакцию взаимодействия хорошо растворимой соли этого металла с раствором щелочи (реакция идет, так как гидроксид малоактивного металла выпадает в осадок) CuCl₂ + 2NaOH = Cu(OH)₂ + 2NaCl

б) Сильная кислота вытесняет слабую из ее солей (обменная реакция идет, так как образуется слабый электролит)

К₂С0₃ + 2НС1 = 2KCI + Н₂СО₃

H₂CO₃ →CO₂+H₂O

При составлении уравнений простейших окислительно-восста­новительных реакций используют следствия из ряда напряжений:

а) Металлы, стоящие б ряду напряжений после водорода, не могут вытеснять водород из его соединений

Си + HCl Е си/си²⁺ = + 0,34 В

б) Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, могут вытеснять его из воды и растворов кислот (но не всегда, так как на поверхности некоторых металлов образуется защитная пленка оксидов, гидроксидов или солей)*

в) Металлы, стоящие впереди в ряду напряжений, вытесняют позади стоящие металлы из растворов их солей

CuSO₄(p-p) + Fe = FeSO₄(p-p) + Сu

г) Для уточнения изменения степени окисления элементов в зависимости от условия протекания окислительно-восстановительных реакций пользуйтесь данными табл. 5.

+кислая→(S⁺⁶О₄)^2- +Мn²⁺

(Мn⁺⁷О₄)^1- + (SОз)^2- + нейтральная → (S⁺⁶О₄)^2- + Мn⁺⁴О₂

+ щелочная→(S⁺⁶О₄)^2- +(Мn^+O₄)^-

д) Окислительно-восстановительная реакция протекает в заданном направлении, если величина ее электродвижущей силы (ЭДС), равная разности стандартных электродных потенциалов окислителя (φок) и восстановителя (φвос), больше нуля

Zn° + 2HC1 H₂ + ZnCl₂ ЭДС = 0,76 В > О

восстановитель окислитель реакция идет

Сu²⁺ + НСl ≠ ЭДС = -0,34В < О

реакция не идет

Н₂ + 2НNОз(конц.) = 2N0₂ + 2Н₂О

7

ПЕРВАЯ Г РУППА ЭЛЕМЕНТОВ ПЕРИОДИЧЕСКОЙ

СИСТЕМЫ Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА

Лабораторная работа 1

Щелочные металлы

Опыт 1. Взаимодействие щелочных металлов с кислородом.

Опыт 4. Получение малорастворимых солей натрия и калия.

а) К нейтральному раствору соли натрия добавьте равный объем раствора гексагидроксоантимоната(V) калия K[Sb(OH)₆]. Осторожно потрите изнутри стенки пробирки стеклянной палочкой (осадок сразу не выпадет вследствие образования пересыщенного раст­вора). Отметьте цвет и характер образовавшегося осадка. Напишите уравнение обменной реакции.

б) В две пробирки налейте нейтральный раствор соли калия. В одну пробирку налейте равный объем раствора гидротартрата натрия NаНC₄H₄О₆ (если осадок сразу не образуется, то потрите внутреннюю стенку пробирки стеклянной палочкой), в другую - равный объем раствора гексанитритокобальтата(III) натрия Nа₃ [Со(NО₂)_б]- Отметьте цвет и характер образовавшихся осадков и напишите уравнения реакций обмена.

Почему эти реакции необратимы?

Опыт 5. Анализ твердой соли.

Получите у преподавателя образец соли для анализа. Это может быть одна из следующих солей: NaCl, KC1, Na₂S0₄, K₂SO₄.

Составьте план анализа раствора на катионы и анионы. Для анализа на анион используйте реакции образования нерастворимых в воде солей AgCl и BaSO₄. Проведите анализ соли с указанием реакций в ионной форме, с помощью которых были открыты данные катион и анион соли, составьте краткий отчет и сдайте преподавателю.

Лабораторная работа 2

Медь, серебро, золото

Опыт 1. Взаимодействие меди с растворами кислот. (РАБОТАТЬ ПОД ТЯГОЙ!)

В пробирку с 2-3 кусочками меди добавьте 10-15 капель концентрированной азотной кислоты. Наблюдайте цвет выделяющегося газа. Как изменился цвет раствора? Составьте уравнение реакции взаимодействия меди с концентрированной азотной кислотой. Испытайте действие соляной кислоты на медь. Почему медь не взаимодействует с соляной кислотой? Пользуясь таблицами электродных потенциалов (табл. 4, 5), рассчитайте ЭДС реакции взаимодействия меди с концентрированной азотной и соляной кислотами.

Опыт 3. Действие щелочей на соли меди и серебра.

а) В трех пробирках взаимодействием раствора соли меди(П)с раствором щелочи получите осадки гидроксида меди. Составьте уравнение реакции. В одну из пробирок прилейте серную кислоту, в другую - концентрированный раствор щелочи (30%-ный р-р NaOH), а третью пробирку нагрейте. Какие происходят изменения? Составьте уравнения реакций. Какими свойствами обладает гидроксид меди?

б) К раствору нитрата серебра прилейте раствор щелочиНаблюдайте цвет образовавшегося осадка. Составьте уравнение реакции. Будет ли получен в результате данной реакции AgOH?

Опыт 4. Сульфиды меди и серебра. (РАБОТАТЬ ПОД ТЯГОЙ!)

В результате обменных реакций получите осадки сульфидов меди и серебра. Составьте уравнения реакций. Отметьте цвет образовавшихся осадков.

Опыт 5. Галогениды серебра.

В результате обменных реакций получите осадки бромида, хлорида и иодида серебра. Составьте уравнения реакций.

Что происходит с этими осадками на свету? Составьте урав­нение реакции фотохимического разложения бромида серебра.

Опыт 7. Комплексные соединения меди и серебра.

а) К предварительно полученным в результате обменных реакций осадкам гидроксида меди и хлорида серебра прилейте раствор аммиака. Наблюдайте растворение осадков и цвет образовавшихся растворов. Составьте уравнения реакций образования комплексных соединений (координационное число ионов Си²⁺ и Ag⁺ равно 4 и 2 соответственно).

б) Наблюдайте растворение осадка хлорида серебра в растворе тиосульфата натрия. Напишите уравнение реакции образования комплексного соединения

10

ВТОРАЯ ГРУППА ЭЛЕМЕНТОВ ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ

Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА

Лабораторная работа 3

Бериллий, магний и щелочно-земельные металлы

Опыт 1. Гидроксиды бериллия и магния.

В результате обменных реакций получите осадки гидроксидов бериллия и магния. Докажите амфотерность гидроксида бериллия и основной характер гидроксида магния. Напишите уравнения реакций.

Как изменяются электролитические свойства элементов II А группы?

Опыт 2. Сульфаты металлов IIА группы.

а) К растворам солей бериллия, магния, кальция, стронция и бария прилейте равный объем разбавленной серной кислоты. Сульфаты каких металлов выпадают в осадок? (см. табл. 2). Составьте уравнения реакций.

б) К раствору соли кальция прилейте равный объем концентрированной серной кислоты (работать под тягой!). Охладите пробирку водой.

Почему в этом случае выпадает осадок?

(см. табл. 3). Сос­тавьте уравнение реакции.

Опыт 4. Хроматы металлов IIА группы.

В три пробирки налейте порознь по 5-7 капель растворов солей кальция, стронция, бария и в каждую из них добавьте равный объем раствора хромата калия. Наблюдайте в каких пробирках образуются осадки и их цвет. Напишите уравнения реакций. К образовавшимся осадкам добавьте по 10-12 капель раствора уксусной кис­лоты. Все ли осадки растворяются? Можно ли в присутствии уксусной кислоты получить осадок хромата стронция? Составьте уравнения реакций, учитывая, что при рН < 7 (CrO₄)^2- превращается в (Сг₂0₇)^2-

Опыт 5. Осаждение фосфата магния-аммония.

К 5 каплям соли магния добавьте равный объем раствора аммиака (NH₄OH) и 10-12 капель хлорида аммония (выпавший первоначально осадок гидроксида магния должен раствориться). К полученному раствору прилейте 10-12 капель гидрофосфата натрия, выпадает осадок MgNH₄PO₄·6H₂O. Напишите уравнения реакций.

Опыт 7. Открытие катиона металла IIА группы.

Получите у преподавателя раствор, в котором содержится соль магния, кальция, стронция или бария. К 5-7 каплям раствора прилейте равный объем разбавленной серной кислоты. Образование осадка указывает на наличие в растворе соли стронция или бария. Если осадок не образуется, то в растворе будет соль магния или кальция. Пользуясь изученными в этой лабораторной работе реакциями (опыты 1,2,4, 5), определите, ион какого металла присутствует в растворе. Составьте краткий отчет анализа с указанием реакций в ионной форме, с помощью которых был открыт данный катион.

Лабораторная работа 4

Цинк, кадмий, ртуть

Опыт 2. Окислительные свойства иона ртути.

На медную пластинку поместите несколько капель раствора соли ртути(П или I). Через 2-3 минуты раствор слейте, промойте пластинку водой и протрите кусочком фильтровальной бумаги.

Что наблюдается? Составьте уравнение реакции.

Опыт 3. Получение и свойства гидроксидов цинка, кадмия и ртути.

К растворам солей металлов II группы прибавьте по каплям раствор щелочи. Наблюдайте образование осадков и их цвет. Составьте уравнения реакций. Что получается при действии щелочи на растворы солей ртути (например, Hg(NO₃)₂ и Hg₂(NO₃)₂?

К осадкам гидроксидов цинка и кадмия прилейте избыток раствора щелочи. Наблюдайте растворение осадка гидроксида цинка. Составьте уравнение реакции. Какими электролитическими свойствами обладают гидроксиды цинка и кадмия?

Опыт 4. Сульфиды металлов II В группы.

К растворам солей цинка, кадмия и ртути (I, II) прилейте раствор сульфида аммония (NH₄)₂S (работать под тягой!). Наблюдайте образование осадков и их цвет. Составьте уравнения реакций.

Опыт 5. Анализ раствора соли.

В контрольном растворе находится только один из следующих катионов: Na⁺, K⁺, Mg²⁺, Ca²⁺, Sr²⁺, Ва²⁺, Zn²⁺, Cd²⁺, Hg²⁺, Cu²⁺ или Ag⁺.

Присутствие того или иного катиона можно доказать при комбинированном использовании групповых и характерных реактивов.

Групповые реактивы выделяют из раствора несколько катионов:

1.Под действием раствора (NH₄)₂S осаждаются малорастворимые сульфиды: ZnS, CdS, CuS, HgS, Ag₂S.

2.Под действием раствора Na₂СОз осаждаются малорастворимые карбонаты: _MgCO3, СаСОз, SгСОз, ВаСОз.

3.Катионы Na⁺ и К⁺ не имеют группового реактива.

ТРЕТЬЯ ГРУППА ЭЛЕМЕНТОВ ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА

Лабораторная работа 5

Алюминий и его соединения

Опыт 1. Взаимодействие алюминия с растворами кислот.

В пробирку с 10-15 каплями разбавленной соляной кислоты опустите 2-3 кусочка алюминиевой стружки. Наблюдайте растворе­ние алюминия и выделение газа. Напишите уравнение реакции. Каково значение электродного потенциала φА1/А1³⁺? (табл. 4).

Опыт 2. Взаимодействие алюминия с растворами щелочей.

В пробирку с 10-15 каплями щелочи опустите 2-3 кусочка алюминиевой стружки. Наблюдайте растворение стружки и выделение газа. Напишите уравнение реакции.

Опыт 4. Амфотерные свойства гидроксида алюминия.

С помощью обменной реакции получите осадок гидроксида алюминия. Напишите уравнения реакции в ионной форме. Докажите амфотерные свойства гидроксида алюминия. Напишите соответствующие уравнения реакций.

ЧЕТВЕРТАЯ ГРУППА ЭЛЕМЕНТОВ ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА

Лабораторная работа 6

Соединения элементов IV А группы

Опыт 2. Отношение солей угольной кислоты к действию кислот.

В пробирку поместите небольшое количество карбоната натрия и обработайте его разбавленной соляной кислотой. Наблюдайте растворение соли и выделение газа. Напишите уравнение реакции. То же проделайте с карбонатом кальция. Почему эти реакции протекают?

Опыт 4. Амфотерность гидроксидов олова(П) и свинца(II).

При помощи обменных реакций получите гидроксиды олова(П) и свинца(П). Напишите уравнения реакций в ионной форме. Докажите амфотерность этих гидроксидов. Составьте соответствующие уравнения реакций.

Опыт 5. Окислительные свойства соединений свинца.

В пробирку налейте 1-2 капли раствора иодида калия, 2-3 капли раствора НNОз и 10-12 капель воды. К полученному раствору добавьте немного оксида свинца(IV). Наблюдайте изменение цвета раствора. Напишите уравнение реакции окисления иодида калия оксидом свинца(IV) в кислой среде. Может ли оксид свинца(IV) проявлять восстановительные свойства?

ПЯТАЯ ГРУППА ЭЛЕМЕНТОВ ПЕРИОДИЧЕСКОЙ

СИСТЕМЫ Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА

Лабораторная работа 7

Аммиак и его соединения

Опыт 3. Образование солей аммония.

Одну стеклянную палочку смочите концентрированным раствором соляной кислоты, вторую - концентрированным раствором аммиака и поднесите их друг к другу (работать под тягой!). Наблюдайте образование белого "дыма. Напишите уравнение происходящей реакции.

Опыт 4. Получение амминов цинка и никеля.

В двух пробирках получите осадки гидроксидов цинка и никеля(П) из соответствующих солей и щелочи. Отметьте цвета осадков. Напишите уравнения реакций в ионной форме.

Прилейте к полученным осадкам равные объемы раствора аммиака. Происходит растворение осадков вследствие образования комплексных соединений цинка и никеля(П). Отметьте цвета растворов комплексных соединений. Напишите уравнения реакций их образования (координационное число 4 для Zn и 6 для Ni).

Опыт 5. Количественное определение аммиака методом титрования.

Получите у лаборанта мерную колбу с раствором аммиака. Прилейте дистиллированной воды столько, чтобы нижний край мениска коснулся метки на горле колбы. Колбу закройте пробкой и тщательно перемешайте раствор. Отберите из мерной колбы пипеткой 10мл раствора аммиака и перенесите раствор в коническую колбу. Добавьте 3-4 капли индикатора метилового оранжевого. В бюретку налейте до нулевой черты раствор соляной кислоты определенной концентрации. Поставьте коническую колбу с раствором аммиака под бюретку и приливайте к нему раствор соляной кислоты при тщательном перемешивании до появления слабо-розовой окраски. Определите с точностью до 0,05мл расход кислоты на 10мл раствора аммиака. Повторите титрование еще несколько раз, пока отдельные результаты не будут отличаться друг от друга не более чем на ±0,05 мл. Данные запишите в таблицу.

Раствор аммиака		Израсходовано раствора, мл				Нормальная концентрация раствора, моль/л
объем колбы, мл	объем пипетки, 1_ мл	1	2	3	сред.
	_

По данным титрования определите массу аммиака (г) в мерной колбе.

Лабораторная работа 8

Кислородные соединения азота и фосфора

Опыт 1. Образование азотистой кислоты и ее разложение.

В пробирку налейте 10-15 капель концентрированного раствора нитрита натрия и за ней поместите белый экран (лист бумаги). Прибавляйте (по каплям) раствор серной кислоты и наблюдайте голубую окраску раствора. Составьте уравнение реакции образования азотистой кислоты и ее разложения (на HNО₃ и NO). Сколько молей азотистой кислоты при этом окисляется и сколько восстанавливается? Как называются окислительно-восстановительные реакции такого типа?

Опыт 2. Окислительно-восстановительная двойственность нитритов.

а) Восстановительные свойства нитритов.

К 5 каплям раствора дихромата калия прилейте 10-12 капель раствора нитрита калия, 10-12 капель раствора серной кислоты и слегка нагрейте. Наблюдайте изменение окраски. Напишите уравне­ние реакции.

б) Окислительные свойства нитритов.

Установите опытным путем, что по отношению к раствору иодида калия в кислой среде нитрит калия является окислителем. Какие изменения были замечены при проведении этой реакции? Почему нитриты способны проявлять окислительно-восстановительную двойственность?

ШЕСТАЯ ГРУППА ЭЛЕМЕНТОВ ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ

Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА

Лабораторная работа 9

Водородные соединения кислорода и серы

Опыт 1. Окислительные и восстановительные свойства пероксида водорода.

а) В 2 пробирки налейте по 10 капель раствора пероксида водорода и добавьте в первую 4 капли раствора серной кислоты и 2 капли раствора иодида калия, а во вторую - 8 капель раствора гидроксида натрия и 8 капель раствора _Na3[Сг(ОН)₆]. Вторую пробирку слегка нагрейте. Напишите уравнения реакций и объясните роль пероксида водорода в каждой из них.

б) В пробирку налейте по 10 капель раствора пероксида водорода и 6 капель раствора серной кислоты. Прибавляйте по каплям концентрированный раствор перманганата калия (КМпО4). Наблюдайте обесцвечивание раствора перманганата калия и выделение газа. Установите опытным путем природу газа. Почему пероксид водорода проявляет окислительно-восстановительную двойственность?

В пробирку (работать под тягой!) налейте 6-8 капель раствора сульфида натрия и добавьте бромной воды (Br₂). Что происходит? Напишите уравнение реакции. Почему сероводородная кислота и ее соли проявляют только восстановительные свойства?

Лабораторная работа 10

Кислородные кислоты серы

Опыт 1. Восстановительные свойства сернистой кислоты и ее солей.

а) К 10-12 каплям раствора дихромата калия, подкисленного серной кислотой (5-6 капель), прибавьте раствор сернистой кислоты. Что происходит? Дайте объяснение и составьте уравнение реакции.

б) К раствору сернистой кислоты прибавьте по каплям раствор иода. Что наблюдается? Напишите уравнение реакции.

в) Проведите опыт, аналогичный опыту (б), заменив сернистую кислоту раствором гидросульфита натрия (NaHSО₃).Напишите уравнение реакции.

Лабораторная работа 11

Соединения хрома (Ш) и (VI)

Опыт 1. Получение и свойства гидроксида хрома(Ш).

При помощи обменных реакций в двух пробирках получите осадок гидроксида хрома(Ш). Отметьте цвет осадка и напишите уравнение реакции в ионной форме.

В одну пробирку добавьте несколько капель серной кислоты, а в другую - концентрированный раствор гидроксида натрия. В обоих случаях наблюдается растворение осадка. На какие свойства гидроксида хрома указывают проведенные реакции? Напишите уравнения реакций, учитывая, что при растворении осадка в избытке гидроксида натрия образуется комплексное соединение.

Опыт 2. Окисление соединений хрома(Ш).

К раствору гексагидроксохромита (Ш) натрия, полученному в предыдущем опыте, добавьте 3-4 капли бромной воды и слегка нагрейте (работать под тягой!). Наблюдайте изменение окраски раствора. Напишите уравнение реакции, учитывая, что она идет в щелочной среде. Могут ли соединения хрома (Ш) проявлять окислительные свойства?