методичка по Химии

4. Получение хелата

К раствору сульфата меди прилейте 1 - 2 капли раствора гидроксида натрия, а затем аминоуксусную кислоту. Образуется растворимое внутрикомплексное соединение [Сu(СН2NН2СОО)2] – хелат, окрашенное в синий цвет.

Запишите уравнение реакции получения хелата из Сu(ОН)2 и аминоуксусной кислоты, структурную формулу этого комплекса, указывая количество и тип химических связей между комплексообразователем Сu2+ и лигандами.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

1.Определите строение комплексных соединений [Zn(NH3)4]Cl2, K4[Fe(CN)6], [FeCl4]2–, [Ni(CO)4], используя основные положения метода ВС.

2.Как с помощью теории кристаллического поля объяснить разные ус-

тойчивость и магнитные свойства комплексных ионов [CoF6]3– и

[Co(CN)6]3–?

3. Как объяснить образование «сэндвичева» соединения − дибензол-

хрома [Cr(C6H6)]0?

БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК

1.Методические указания к лабораторным работам по дисциплине «ХИМИЯ» под ред. А.Е.Федорова, М., МИИТ, 1996, С.11-15.

2.Коровин Н.В. Курс общей химии. - М.: Высшая школа, 2001.– С. 71-76.

50

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 7

СВОЙСТВА СОЕДИНЕНИЙ ХРОМА

СВЕДЕНИЯ ИЗ ТЕОРИИ

Хром – d-элемент побочной подгруппы VI группы периодической системы. На внешнем энергетическом уровне атома хрома содержится один электрон, что обусловливает металлический характер этого элемента и отличает его от элементов главной подгруппы.

В соответствии с числом валентных электронов хром проявляет максимальную степень окисления +6 и образует оксид типа RO3, которому соответствует кислота общей формулы H2RO4.

Хром может проявлять в соединениях различные степени окисления. Из них наиболее устойчивы соединения хрома со степенями окисления +2, +3, +6. Таким образом, в образовании химических связей участвует не только электрон внешнего, но и пять электронов d–подуровня второго снаружи уровня.

Для элементов подгруппы хрома наиболее типичны соединения высшей степени окисления, которые во многом весьма похожи на соответствующие соединения серы. С водородом элементы подгруппы хрома соединений не образуют.

Если сопоставить гидроксиды хрома с разной степенью окисления Cr(OH)2, Cr(OH)3, H2CrO4, то легко сделать вывод, что с возрастанием степени окисления основные свойства гидроксидов ослабевают, а кислотные усиливаются. Cr(OH)2 проявляет основные свойства, Cr(OH)3 - амфотерные, а H2CrO4 – кислотные.

Хромовые кислоты существуют только в водном растворе. Однако их соли весьма устойчивы. Хромовые кислоты образуют два ряда солей: хроматы – так называются соли хромовой кислоты, и дихроматы – так называются соли дихромовой кислоты. Хроматы окрашены в желтый цвет (цвет хромат – иона CrO42–), дихроматы – в оранжевый (цвет дихромат – иона Cr2O72–). Соли хромовых кислот в кислой среде – сильные окислители. Соединения хрома (III) в щелочной среде играют роль восстановителей. Под действием различных окислителей они переходят в соединения хрома (VI) – хроматы. Сильные окислители в кислой среде переводят соединения хрома (III) в дихроматы.

Таким образом, окислительные свойства последовательно усиливаются с изменением степени окисления в ряду Cr+2 →Cr+3 →Cr+6.

Соединения хрома (II) – сильные восстановители, легко окисляются, превращаясь в соединения хрома (III). Соединения хрома (VI) – сильные окислители, легко восстанавливаются в соединения хрома (III), могут при взаимодействии с сильными восстановителями проявлять окислительные свойства, переходя в соединения хрома (II), а при взаимодействии с сильны-

51

ми окислителями могут проявлять восстановительные свойства, превращаясь в соединения хрома (VI).

Соли хрома (III) весьма разнообразны по окраске: фиолетовые, синие, зеленые, коричневые, оранжевые, красные и черные. Все хромовые кислоты и их соли, а также оксид хрома (VI) ядовиты: поражают кожу, дыхательные пути, вызывают воспаление глаз, поэтому, работая с ними, необходимо соблюдать все меры предосторожности.

ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

1. Получение гидроксида хрома (III) и изучение его амфотерных свойств

Поместите в пробирку 4 капли раствора хлорида хрома (III) CrCl3 и добавьте 4 капли раствора щелочи NaOH до образования зеленого осадка. Полученный осадок вместе с раствором разделите на две пробирки. В одну из них прилейте несколько капель раствора серной кислоты, в другую - гидроксида натрия до растворения осадка.

Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения реакций.

2. Получение оксида хрома (III) и его свойства

Насыпьте в фарфоровую чашку немного измельченных кристаллов (NH4)2Cr2O7. Верхний слой вещества нагрейте (горящей спичкой) до начала реакции, а затем нагревание прекратите. Наблюдайте самораскаливание массы, выделение газов и изменение окраски. Исследуйте полученный Сr2O3 по отношению к кислотам и щелочи.

3.Получение хромитов и превращение их в хроматы

К2 – 3 каплям раствора хлорида хрома (III) прибавьте 4-5 капель раствора щелочи до растворения образовавшегося осадка и 3-4 капли бромной воды. Раствор нагрейте до кипения.

Краствору СrCl3 добавьте разбавленной серной кислоты и прибавьте 3-4 капли КМnО4.

Запишите наблюдения и напишите в молекулярной и ионной формах уравнения реакций.

4.Окислительные свойства дихроматов

К3-4 каплям раствора дихромата калия К2Cr2O7 прилейте столько же раствора серной кислоты и несколько капель раствора сульфита натрия (может быть нитрита натрия) до достижения устойчивой окраски раствора. Запишите наблюдения.

52

Напишите уравнения окислительно-восстановительной реакции между дихроматом калия и сульфитом натрия в кислой среде.

5. Превращение хроматов в дихроматы и наоборот

К3-4 каплям желтого раствора хромата калия K2CrO4 добавьте 2 капли раствора серной кислоты. Наблюдайте переход желтой окраски раствора в оранжевую.

Кполученному раствору прибавьте 5 – 6 капель раствора NaOH. Отметьте переход оранжевой окраски раствора в желтую. Запишите наблюдения и соответствующие уравнения реакций.

6.Получение надхромовой кислоты Н2СrO6

К3-4 каплям подкисленного азотной кислотой раствора K2Cr2O7 прибавьте 2-3 капли раствора Н2О2 и перемешайте. Обратите внимание на быстрое разложение надхромовой кислоты. Эта реакция очень чувствительна. Она позволяет обнаруживать ионы хрома (VI) в присутствии любых ионов.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

1.Какие степени окисления проявляет Cr?

2.Каким образом меняются окислительно-восстановительные свойства Cr с изменением степени окисления?

3.В какой форме ионы Cr+3 существуют в кислом и щелочном растворах? Приведите примеры уравнения реакций, иллюстрирующих ки- слотно-основные свойства гидроксида хрома (III).

БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК

1.Глинка Н.Л. Общая химия. - М.: Интеграл-Пресс, 2003. - С.653-652.

2.Хомченко Г.П. Пособие по химии – М.: Оникс, 2000, С. 312-318.

3. Коровин Н.В. Курс общей химии. – М.: Высшая школа, 2001. –

С. 371-377.

53

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 7а

ОКИСЛИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА ПЕРМАНГАНАТА КАЛИЯ КМnO4

СВЕДЕНИЯ ИЗ ТЕОРИИ

Марганец относится к d – элементам VII группы периодической системы.

Для марганца характерны степени окисления +2, +3, +4, +6, +7. В соединениях с высшими степенями окисления соединения Mn проявляют кислотные свойства, образуя кислоты – Н2MnО4 (марганцовистая кислота) и НМnО4 (марганцевая кислота). Соли марганцовистой кислоты окрашены в зеленый цвет и называются манганатами, соли марганцевой кислоты - перманганатами (окрашены в фиолетово-красный цвет). Манганаты и перманганаты являются хорошими окислителями.

Характер протекания и продукты окислительно-восстановительной реакции зависят от многих факторов, в том числе от реакции среды. Влияние среды особенно наглядно сказывается на поведении перманганата калия как окислителя. В кислой среде КмnО4 восстанавливается до бесцветных солей двухвалентного марганца (MnSO4, MnCl2 и т.п.). В нейтральной и слабощелочной средах восстановление КМnО4 сопровождается образованием коричневого осадка диоксида МnО2, а в сильно щелочной среде – манганата К2MnO4.

ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

1. К раствору КмnО4 прибавьте такой же объем разбавленной серной кислоты, а затем добавьте по каплям раствор сульфита натрия Na2SO3 до полного обесцвечивания раствора. Запишите наблюдения и напишите электронные и электронно-ионные уравнения к реакции.

2.К раствору KMnO4 прибавьте раствор сульфита натрия, реакция протекает в нейтральной среде. Наблюдайте выпадение осадка диоксида мар-

ганца MnO2. Запишите наблюдения. Напишите уравнение происходящих реакций в ионной и молекулярной формах. Составьте электронный баланс.

3.К раствору KMnO4 сначала прибавьте равный объем щелочи, а затем несколько капель сульфита натрия. Раствор принимает зеленую окраску. Запишите наблюдения и напишите электронные и электронно-ионные уравнения к реакции.

54

4. Быстро к части полученного в опыте 3 раствора добавьте уксусной кислоты. Раствор краснеет вследствие образования КМnO4, одновременно выпадает бурый осадок диоксида марганца. Допишете уравнение реакции

К2MnO4 + СН3СООН → KMnO4 + MnO2↓ + …

5. Опыт проводите под тягой!! Поместите в пробирку несколько кристалликов перманганата калия и прилейте 0,5 мл концентрированной соляной кислоты. Чему принадлежит резкий запах? Запишите наблюдения и напишите электронные и электронно-ионные уравнения к реакции.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

1.Какие степени окисления проявляет Mn?

2.Каким образом влияет реакция среды на характер протекания реакции и продукты окислительно-восстановительных реакций с участием соединений Mn?

БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК

1.Глинка Н.Л. Общая химия. - М.: Интеграл-Пресс, 2003. – С.663-668.

2.Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. – М.: Высшая школа,

2001. – С. 618-621.

3. Коровин Н.В. Курс общей химии. – М.: Высшая школа, 2001. –

С. 371-377.

55

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 8

ГАЛОГЕНЫ

СВЕДЕНИЯ ИЗ ТЕОРИИ

К галогенам относятся элементы главной подгруппы седьмой группы периодической системы. Соединения, в которых галогены проявляют отрицательную степень окисления, являются более прочными, чем соединения, в которых они проявляют положительную степень окисления. Обладая большим сродством к электрону, все галогены в свободном состоянии являются сильными окислителями, вследствие чего они весьма энергично реагируют с металлами, а также с различными сложными веществами, способными окисляться, например

2Fe Cl2 + Cl2 = 2FeCl3, H2S + J2 = 2HJ + S↓.

Окислительная активность галогенов уменьшается с увеличением радиуса атома. Этим объясняется вытеснение одних галогенов другими из соединений, например, хлор вытесняет бром и йод.

В зависимости от порядкового номера меняется и агрегатное состояние свободных галогенов. При обыкновенной температуре фтор почти бесцветный газ, хлор – желтовато-зеленый газ, бром – красно-бурая жидкость, йод - твердое, кристаллическое вещество черного цвета. Растворимость галогенов в воде сравнительно мала. Значительно лучше, чем в воде галогены растворяются в органических растворителях – спирте, эфире, бензине.

Различные способы получения галогенов в свободном состоянии сводятся к окислению их отрицательно заряженных ионов. Чем больше порядковый номер галогенов, тем легче окисляется его ион, тем легче получить данный галоген в свободном состоянии.

Соединения галогенов с водородом – галогеноводородные бесцветные газы с резким запахом, хорошо растворимые в воде. Водные галогеноводородные соединения являются типичными кислотами. С кислородом галогены непосредственно не соединяются, поэтому могут быть получены только косвенным путем. Они представляют собой сравнительно малоустойчивые вещества. Все кислородосодержащие соединения хлора являются сильными окислителями. При пропускании хлора через воду происходит его гидролиз и получается раствор, содержащий наряду с хлором хлорноватистую и соляную кислоты

Cl2 + H2O ↔ HСlO + HCl.

56

ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

1. Получение хлора (проводится под тягой!)

В пробирку поместите 1–2 г KMnO4 и прибавьте 3–4 мл 10-ти процентного раствора соляной кислоты.

Осторожно исследуйте запах выделяющего хлора (сильно не вдыхать!). Обратите внимание на его цвет.

Напишите уравнения реакции, учитывая, что Mn+7 переходит в Mn+2. Указать окислитель и восстановитель.

2. Окислительные свойства хлора

а) налейте в одну пробирку 2-3 мл раствора бромистого калия, в другую 2-3 мл раствора йодистого калия и в каждую по 0,3-0,5 мл бензина. Встряхните. Обратите внимание на цвет бензинового слоя. Добавьте в каждую пробирку немного хлорной воды и вновь взболтать. Наблюдайте изменение цвета бензинового слоя. В чем лучше – в воде или в бензине – растворяются йод и бром? Напишите молекулярные и ионные уравнения реакции вытеснения хлором брома и йода из их солей.

б) налейте в пробирку 2-3 мл бромной воды, прибавьте 3-4 капли сероводородной воды (H2S) и сильно взболтайте. Наблюдайте образование свободной серы. Напишите уравнение реакции.

3. Реакции ионов Cl–, Br–, J–

Втри пробирки налейте по 2-3 мл: в одну – раствор хлористого натрия,

вдругую – раствор бромистого натрия и в третью – раствор йодистого натрия. В каждую пробирку добавьте несколько капель раствора азотнокислого серебра. Что наблюдается? Укажите цвета осадков. Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций.

4.Окислительные свойства концентрированной соляной кислоты

Впробирку поместите кусочек железа, прилейте 1-2 мл концентрированной соляной кислоты, нагрейте до начала течения реакции. Какой газ выделяется из пробирки?

К содержимому пробирки (предварительно охладив), прилейте 0,5 мл

раствора феррацианида калия K3[Fe(CN)6] и слегка встряхните. Появление синей окраски указывает на присутствие ионов двухвалентного железа. Уравнение реакции -

3Fe2+ + 2[ Fe(CN)6] 3– = Fe3[ Fe(CN)6]2 .

57

Какой элемент является окислителем в концентрированной соляной кислоте? Сделайте вывод о его окислительной способности.

5. Окислительные свойства щелочей

В две пробирки налейте по 2-3 мл концентрированного раствора щелочи. В одну пробирку поместите немного цинковой пыли, в другую – алюминий. Если реакция не идет, слегка нагрейте (осторожно!).

Когда начнется энергичное выделение газа, поднесите к отверстиям пробирок зажженную лучинку. Что наблюдается?

Напишите уравнение происходящих реакций, имея в виду, что образуются соли цинковой (H2ZnO2) и метаалюминиевой (HAlO2) кислот. Составить электронный баланс.

Составьте, оформите отчет, написать окислительно-восстановительные реакции в соответствии с правилом составления ОВР, включая сокращенные ионные уравнения.

Ответьте на контрольные вопросы.

БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК

1.Глинка Н.Л., Общая химия - М.: Интеграл-Пресс, 2003. – С. 265-271.

2.Глинка Н.Л., Задачи и упражнения по общей химии, Химия, Л., 1981. –

С. 167 –177.

3.Коровин Н.В., Курс общей химии - М.: Высшая школа, 2001. – С. 416419.

58

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 8а

СЕРА

СВЕДЕНИЯ ИЗ ТЕОРИИ

Сера является одним из типичных представителей элементов главной подгруппы шестой группы периодической системы.

Соединение серы с водородом – сероводород – ядовитый газ. Поэтому работы с сероводородом должны проводиться под тягой. Раствор сероводорода в воде (сероводородная вода) обладает очень слабыми кислотными свойствами. Сероводород характеризуется резко выраженной восстановительной способностью, которая обуславливается присутствием в молекуле сероводорода иона S2–. С кислородом сера образует несколько оксидов, из которых наибольшее значение имеют SO2 – диоксид серы и SO3 – триоксид серы.

Диоксиду серы соответствует сернистая кислота – очень непрочное соединение, известное только в водных растворах. Наличие в сернистой кислоте S+4 обуславливает ее восстановительные и окислительные свойства.

Триоксиду серы соответствует серная кислота, представляющая собой бесцветную маслянистую жидкость. При растворении концентрированной H2SO4 в воде выделяется большое количество теплоты. Концентрированная серная кислота является окислителем, при этом окислителем является S+6.

Серная кислота - одна из наиболее сильных кислот. В разбавленной H2SO4 окислителем являются ионы водорода.

ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

1. Восстановительные свойства сероводорода

а) налейте в пробирку 2-3 мл сероводородной воды и прилейте несколько капель хлорной воды. Напишите уравнение реакций, учитывая, что при этом выделяется свободная сера.

б) налейте в пробирку 2-3 мл раствора K2Cr2O7, прибавьте 1-2 мл разбавленной серной кислоты, а затем прилейте 1-2 мл раствора сернистого натрия Na2S. Наблюдайте изменение цвета раствора. Напишите уравнение реакции, учитывая, что Cr+6 восстанавливается до Cr+3, образуется Cr2(SO4)3, а ион S–2 окисляется до свободной серы.

59