Практикум по неорганической химии

Опыт 3- Переход хромата в дихромат и обратно.

К 8-10 каплям раствора хромата калия прибавьте 2-3 капли раствора серной кислоты и наблюдайте изменение окраски. К полученному раствору прибавьте раствор гидроксида калия. Что происходит? Напишите уравнения реакций. В какой среде устойчив хромат-ион, а в какой - дихромат-ион?

Опыт 4. Окислительные свойства дихромата.

В две пробирки налейте по 8-10 капель раствора дихромата калия и по 5 капель раствора серной кислоты, а затем добавьте в первую несколько капель нитрита калия, а во вторую - сульфита натрия. Наблюдайте изменение окраски растворов. Составьте уравне­ния реакций. Вычислите значения эквивалента дихромата калия для этих реакций.

СЕДЬМАЯ ГРУППА ЭЛЕМЕНТОВ ПЕРИОДИЧЕСКОЙ

СИСТЕМЫ Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА

Лабораторная работа 12

Галогены и их соединения

Опыт 1. Окислительные свойства галогенов.

В 3 пробирки налейте по 8-10 капель сероводородной воды(Н₂S) (работать под тягой!). В одну из пробирок добавьте хлорную воду(СI₂), в другую - бромную воду(Вг₂), в третью - раствор иода(J₂). Что происходит? Напишите уравнения реакций.

Как изменяются радиус атома, электроотрицательность, окислительные свойства у элементов VIIА группы с увеличением порядкового номера?

Опыт 2. Сравнительная окислительная активность галогенов.

В одну пробирку налейте 10 капель раствора бромида калия, а в две других - 10 капель раствора иодида калия. В первую и вторую пробирки добавьте (работать под тягой!) по 5-6 капель хлорной воды, а в третью - 6 капель бромной воды. Остаются ли растворы бесцветными? Напишите уравнения реакций. Расположите галогены в ряд по убыванию окислительной активности.

Опыт 5. Получение и окислительные свойства кислородных соединений галогенов.

а) Получение гипобромита.

В пробирку с раствором гидроксида натрия прилейте по каплям равный объем бромной воды (работать под тягой!). Наблюдайте обесцвечивание брома. Напишите уравнение реакции диспропорционирования брома на гипобромит и бромид. Какие реакции относятся к реакциям диспропорционирования?

К бесцветному раствору, содержащему гипобромит и бромид натрия, прилейте серную кислоту до кислой реакции (проверить лакмусовой бумагой). Наблюдайте выделение брома..

б) Окислительные свойства иодата калия.

Подкислите 10-15 капель раствора иодида калия несколькими каплями разбавленной серной кислоты и прибавьте 2-3 капли раствора иодата калия. Что происходит? Дайте объяснение и составьте уравнение реакции.

в). Окислительные свойства хлорной извести(CaOCI₂)

Несколько кристалликов сульфата железа(II) растворит в 10-15 каплях воды и добавьте равный объем раствора гидроксида натрия. Составьте уравнение реакции. Прилейте в пробирку 8-10 капель насыщенного раствора хлорной извести. Как изменяется цвет осадка? Составьте уравнение реакции. Составьте графическую формулу хлорной извести и объясните, почему это соединение обладает окислительными свойствами.

Лабораторная работа №13

Свойства соединений марганца

Опыт 1. Получение гидроксида марганца (II) и его окисление.

В двух пробирках получите обменной реакцией гидроксид марганца (II), обратите внимание на его цвет. Составьте уравнение реакции в ионной форме. Одну пробирку оcтавьтее стоять на воздухе, в другую – прилейте несколько капель бромной воды (Br₂)

Как изменится цвет осадка? Составьте уравнения окисления гадроксида марганца(II) кислородом воздуха и бромной водой.

Опыт 5. Окислительные свойства перманганат-иона (MnO4)^-

В 3 пробирки налейте по 8-10 капель раствора перманганата калия и создайте в первой - кислую среду добавлением раствора Н₂SО₄; в третьей - сильнощелочную среду добавлением концентрированного раствора NaOH или КОН; во второй пробирке среда остается нейтральной. В каждую пробирку добавьте по 8-10 капель раствора сульфита натрия. Как изменяется цвет раствора в каждой пробирке? Напишите уравнения реакций. Почему перманганат-ион (МпО₄)^- может проявлять только окислительные свойства?

Вычислите значения эквивалента перманганата калия для этих реакций.

БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК

Основной

1. Глинка Н. Л. Общая химия. - М.:Химия, 1988. - 728 с.

2. Коровин Н. В., Масленникова Г. Н. и др. Курс общей химии. - М.: Высшая школа, 1990. - 446 с.

Дополнительный

1. Глинка Н. Л. Задачи и упражнения по общей химии. - Л. Высшая школа, 1987. - 269 с.

2. Коровин Н. В. Лабораторные работы по химии. - М.: Высшая школа, 1986. - 238 с.

Таблица 1

Формулы некоторых кислот.

Названия кислот и кислотных остатков

Формула	Название кислоты	Кислотный остаток (анион)	Название аниона
HF	фтороводородная (плавиковая)	F^-	фторид
НС1	хлористоводо­родная (соляная)	СI^-	хлорид
НВг	бромистоводо-родная	Br^-	бромид
HI	иодистоводородная	J^-	иодид
H2S	сероводородная	S ^2--	сульфид
HCN	цианистоводо­родная (синильная)	CN^-	цианид
HNO2	азотистая	NO2^-	нитрит
HN03	азотная	NO3^-	нитрат
H2S03	сернистая	SO32~	сульфит
H2SO4	серная	SO42~	сульфат
H2S203	тиосерная	S203^2-	тиосульфат
H2S208	надсерная	S2O8^2-	персульфат
H2CO3	угольная	СОз^2-	карбонат
H2Si03	кремниевая	SiO3^2-	силикат
H3PO4	ортофосфорная	PO4^3-HPO4 ^2-H2PO4^-	фосфат гидрофосфат дигидрофосфат
HP03	метафосфорная	P03^-	метафосфат
H2CrO4	хромовая	CrO4^2-	хромат
H2Cr2O7	двухромовая	Cr2O7^2-	дихромат
HMnO4	марганцовая	MnO4^-	перманганат
H2MnO4	марганцовистая	MnO4^2-	манганат
HCIO	хлорноватистая	C1O^-	гипохлорит
HC1O2	хлористая	CIO2^-	хлорит
HC1O3	хлорноватая	CIO3^-	хлорат
HC1O4	хлорная	C1O4^-	перхлорат

Таблица 2

Растворимость в воде некоторых веществ

Анион

ка

Na^+

К^+

NH4^+

Ag^+

Mg^2+

Са^2+

Ва^2+

Fe^2+

Cu^2+

Zn^2+

Hg^2+

РЬ^+

А1^3+

Fe^3+

Cd^2+

F^-

Р

Р

Р

Р

Н

Н

М

Н

Н

М

-

Н

М

Н

М

CI^-

Р

Р

Р

Н

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

М

Р

Р

Р

Вг^-

Р

Р

Р

Н

Р

Р

Р

Р

Р

Р

М

М

Р

Р

Р

J^-

Р

Р

Р

Н

Р

Р

Р

Р

Н

Р

Н

Н

Р

Р

Р

ОН^-

Р

Р

Р

-

Н

М

Р

Н

Н

Н

-

Н

Н

Н

Н

NO3^-

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

S^2-

Р

Р

Р

Н

Р

М

Р

Н

Н

Н

Н

Н

-

-

Н

СОз^2-

Р

Р

Р

Н

Н

Н

Н

Н

-

Н

Н

Н

-

-

Н

SiO3^2-

Р

Р

_

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

-

Н

Н

Н

Н

SO4^2-

Р

Р

Р

М

Р

М

Н

Р

Р

Р

Р

Н

Р

Р

Р

SОз^2-

Р

Р

Р

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

-

-

Н

СгО4^2-

Р

Р

Р

Н

Р

Р

Н

Р

Н

Р

Н

Н

Р

Р

Р

PO4^3-

Р

Р

Р

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

СH3СОО^-

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Н

Р

Р

Р

Р

Р

М

Р

Р

Р - растворимые, М - малорастворимые, Н - труднорастворимые, - не существуют или разлагаются водой.

Таблица 3

Произведения растворимости некоторых мало- и труднорастворимых

соединений при 18-25°С

Соединение	Произведение	Соединение	Произведение
AgCl	1,8·10^-10	Fe(OH)2	1,0·10^-15
AgBr	5,3·10^-13	Fe(OH)3	3,2·l O^-38
Agl	8,3· 10^-7	Кз[Со(NO2)б]	4,3•IO^-10
Ag2S	8,0·10^-5	K2Na[Co(NO2)6]	2,2·10^-11
A1(OH)3	5,5· 10^-46	Na[Sb(OH)6]	4,0· 10^-8
A1PO4	5,8·10^-19	Ni(OH)2	2,0·10^-15
ВаСОз	5,1·10^-9	Mg(OH)2	6,0·10^-10
BaSO4	1,1·10^-10	MgC03	2,1·10^-5
BaCrO4	1,2·10^-10	MgNH4PO4	2,5·10^-13
CaSO4	9,1·10^-6	Mn(OH)2	1,9·10^-13
СаСОз	4,8·10^-9	Pb(OH)2	1,1·10^-20
Саз(Р04)2	2,0- 10^-29	PbS	2,5· 10^-27
CaHPO4	2,7·10^-7	SrCrO4	3,6·10^-5
Cu(OH)2	2,2·10^-20	SrCO3	1,1·10^-10
CuS	6,3· 10^-36	Zn(OH)2	7,1·Ю^-18
Сг(ОН)з	6,3·10^-31	ZnS	1, 6·1 0-^24

Стандартные электродные потенциалы металлов

(Электрохимический ряд напряжений металлов)

(С=1М; t°=25°C)

Таблица 4

Ме/Ме^n^+	Е,В	Ме/Ме^n^+	E,B
Li/Li^+	-3.05	Со/Со^2+	-0.28
Cs/Cs^+	-3.02	Ni/Ni^2+	-0.25
Rb/Rb^+	-2.93	Sn/Sn^2+	-0.14,
К/К^+	-2.93	Pb/Pb^2+	-0.13
Ва/Ва^2+	-2.90	Fe/Fe^3+	-0.04
Sr/Sr^2+	-2.89	H2/2H^+	-0.00
Са/Са^2+	-2.87	Sn/Sn^4+	+0.01
Na/Na^+	-2.71	Sb/Sb^3+	+0.21
Mg/Mg^2+	-2.37	Bi/Bi^3+	+0.23
Ве/Ве^2+	-1.85	As/As^3+	+0.30
А1/АI^3+	-1.66	Cu/Cu^2+	+0.34
Mn/Mn^2+	-1.18	Co/Co^3+	+0.43
Zn/Zn^2+	-0.76	Cu/Cu^+	+0.52
Сг/Сг^3+	-0.74	Ag/Ag+	+0.80
Ga/Ga^3+	-0.53	Hg/Hg^2+	+0.85
Fe/Fe^2+	-0.44	Pd/Pd^2+	+0.99
Cd/Cd^2+	-0.40	Au/Au^3+	+ 1.50
Т1/Т1^+	-0.34	Au/Au^+	+ 1.68