Кислород и элементы VI А группы
Теоретическая часть
Строение молекул кислорода, озона и пероксид-иона по методу ВС. Общая характеристика элементов VIА группы периодической системы Д.И. Менделеева. Особенности изменения свойств в рядах гидроксосоединений (IV) и (VI). Проявление вторичной периодичности.
Домашнее задание
1. Напишите уравнения реакций получения кислорода путем термического разложения кислородсодержащих соединений: оксидов, пероксидов, солей (не менее 5 способов). Расставьте степени окисления.
2. Приведите валентные схемы следующих соединений: H2SO4, H2SO3, H2S2O3, H2S5. Назовите кислоты, укажите валентности и степени окисления атомов серы.
3. Расставьте коэффициенты методом полуреакций:
Экспериментальная часть
Кислород
Опыт 1. Получение кислорода
Поместить в чистую сухую пробирку не более 0,5 г хлората калия и осторожно нагреть. После плавления соли внести в пробирку тлеющую лучинку и сделать вывод о протекании реакции разложения. Прекратить нагревание, всыпать в пробирку немного порошка диоксида марганца и вновь внести тлеющую лучину. Составить уравнение реакции разложения, указать роль MnO2.
Опыт 2. Получение и свойства жидкого кислорода (демонстрационный)
В банку из алюминиевой фольги налить до половины объема жидкий азот. Наблюдать образование на внешней поверхности банки капель жидкого кислорода. Поместить банку над горящей ваткой, отметить, что происходит при попадании капель в пламя. Сделать вывод об окислительной активности кислорода. Объяснить, почему кислород конденсируется на поверхности банки.
Опыт 3. Получение и свойства озона (демонстрационный)
В пробирку Вюрца внести 2 г кристаллического пероксодисульфата аммония и прилить 5 мл концентрированной азотной кислоты. Слегка подогреть. Обнаружить выделяющийся озон по запаху (осторожно!). Поместить над пробиркой полоску иодкрахмальной бумаги (фильтровальная бумага, пропитанная раствором иодида калия и крахмальным клейстером). Наблюдать и объяснить изменение ее окраски.
Сера
Опыт 4. Восстановительные свойства сероводорода
В пробирку налить сероводородной воды и по каплям приливать бромную воду. Объяснить исчезновение окраски бромной воды.
Опыт 5. Получение сульфидов путем обменных реакций и сравнение их растворимости (под тягой!)
а) В четыре пробирки налить по 2 мл растворов солей железа (II), марганца (II), цинка и меди (II). В каждую пробирку прибавить раствор сульфида аммония. Отметить цвет осадков. К полученным осадкам прилить (брать небольшие количества) 1М раствор серной кислоты.
б) Прилить к тем же исходным растворам сероводородную воду. Отметить, в каких пробирках происходит выпадение осадков. Разделить сульфиды на группы по их растворимости в воде и кислоте.
Опыт 6. Окислительно-восстановительные свойства сернистой кислоты
а) К раствору сульфита натрия, подкисленному серной кислотой, прилить сероводородную воду. Объяснить наблюдаемые явления.
б) В пробирку налить немного раствора иода и добавить к нему раствор сульфита натрия до исчезновения окраски. Доказать наличие в растворе сульфат-иона.
Опыт 7. Дегидратирующее действие концентрированной серной кислоты (демонстрационный)
Насыпать в стакан из термостойкого стекла 15–20 г сахарной пудры и прилить немного воды до образования кашицы. Затем добавить 15 мл концентрированной серной кислоты и тщательно перемешать стеклянной палочкой. Наблюдать за содержимым стаканчика в течение нескольких минут. Объяснить происходящие явления. Сделать вывод.
Опыт 8. Взаимодействие серной кислоты с металлами
а) Положить в пробирку порошок меди, добавить немного концентрированной серной кислоты и нагреть. Отметить запах выделяющегося газа (осторожно!). Подержать над отверстием пробирки влажную индикаторную бумагу. Сделать вывод о составе выделяющегося газа.
б) Провести этот опыт, заменив концентрированную серную кислоту на ее 1М раствор. Объяснить наблюдаемые явления. Что изменится в характере взаимодействия, если вместо меди использовать цинк?
Опыт 9. Свойства тиосульфата натрия
а) 2–3 кристаллика тиосульфата натрия растворить в воде и прибавить немного 2М соляной кислоты. Наблюдать помутнение раствора и выделение газа. Сделать вывод о составе выделяющегося газа по запаху (осторожно!).
б) В две пробирки с раствором тиосульфата натрия добавить: в одну – бромную воду, в другую – прилить раствор крахмала и иодную воду (по каплям). Написать уравнения протекающих реакций, приняв во внимание, что во втором случае продуктом окисления является тетратионат натрия Na2S4O6.
Селен, теллур (соединения селена и теллура ядовиты!)
Опыт 10. Окислительные свойства соединений селена (IV) и теллура (IV)
а) Налить в пробирку раствор селенита натрия, подкислить его разбавленной серной кислотой и прилить раствор сернистой кислоты. Наблюдать выпадение осадка и отметить его цвет.
б) Проделать аналогичный опыт с раствором теллурита натрия. Сравнить окислительное действие соединений S(IV), Se(IV), Te(IV).
Лабораторная работа 5
Азот, фосфор, углерод
Теоретическая часть
Общая характеристика элементов VА группы Периодической системы Д.И. Менделеева. Аммиак, его строение и свойства. Азотная кислота как окислитель (взаимодействие с металлами и неметаллами). Полимерные кислоты и соли фосфора (V). Сравнение химических свойств высших гидроксидов элементов VА группы.
Домашнее задание
1. Напишите уравнения реакций разложения NH4NO3, KNO3, Zn(NO3)2, AgNO3. Обратите внимание на различие продуктов разложения.
2. Напишите уравнения качественных реакций на ионы PO43- и P2O74-. Укажите цвет образовавшихся соединений.
3. Закончите уравнения реакций и расставьте коэффициенты методом полуреакций:
Экспериментальная часть
Азот
Опыт 1. Качественная реакция на ион аммония
В пробирку налить раствор хлорида аммония, добавить такой же объем 20%-ого раствора гидроксида натрия и нагреть. Отметить запах. В пары внести влажную индикаторную бумагу. Сделать вывод о составе выделяющегося газа.
Опыт 2. Термическое разложение солей аммония (демонстрационный)
а) Поместить на дно сухой пробирки несколько кристаллов хлорида аммония и нагреть ее, держа наклонно. Наблюдать образование налета на холодных частях пробирки.
б) В фарфоровый тигель положить несколько кристаллов гидрокарбоната (карбоната) аммония и нагреть на плитке. Обнаружить выделяющийся аммиак.
Опыт 3. Образование и распад азотистой кислоты (демонстрационный)
Раствор нитрита натрия объемом 2–3 мл охладить льдом и добавить раствор серной кислоты. Наблюдать окрашивание жидкости. Отметить цвет газа над раствором.
Опыт 4. Окислительные и восстановительные свойства азотистой кислоты
а) К раствору иодида калия, подкисленному серной кислотой, прилить раствор нитрита натрия, а затем раствор крахмала. Объяснить наблюдаемое.
б) К подкисленному серной кислотой раствору перманганата калия прилить раствор нитрита натрия. Объяснить наблюдаемые явления.
Опыт 5. Действие азотной кислоты на металлы
В одну пробирку положить кусочек цинка, в другую – кусочек олова, затем добавить в каждую немного концентрированной азотной кислоты. Написать уравнения реакций, учитывая, что во второй пробирке образуется SnO2·nH2O (H2SnO3).
Опыт 6. Разложение нитратов при нагревании
а) Прокалить в пробирке, закрепленной в штативе, ~1 г нитрата натрия. Доказать, что выделяющийся газ – кислород.
б) Прокалить на плитке в фарфоровом тигле несколько кристаллов нитрата меди (II). Отметить цвет газа и изменение окраски вещества в тигле. Дать объяснение.
Фосфор
Опыт 7. Получение и свойства оксида фосфора (V) (демонстрационный)
В фарфоровую чашку положить ~0,5 г красного фосфора и прикрыть стеклянной воронкой. Нагреть фосфор до воспламенения и закрыть узкое отверстие воронки ватой. После сгорания фосфора подождать несколько минут. Оставшийся Р4О10 смыть со стенок воронки в пробирку и добавить в нее раствор лакмуса. Сделать вывод о характере взаимодействия оксида фосфора (V) с водой.
Опыт 8. Реакция среды растворов средних и кислых фосфатов
С помощью универсальной индикаторной бумаги определить значения рН растворов: фосфата натрия и гидрофосфата натрия. Объяснить причины разной величины водородного показателя. Написать уравнения реакций диссоциации и гидролиза.
Опыт 9. Получение малорастворимых фосфатов
Используя растворы фосфата натрия и солей серебра, кальция и алюминия провести обменные реакции. Отметить цвет и характер осадков.
Углерод
Опыт 10. Получение углекислого газа и его свойства
а) (Демонстрационный). Заправить аппарат Киппа мрамором и соляной кислотой (1:3). Заполнить углекислым газом стеклянный стакан на 400 мл. В такой же стакан положить кусочек ваты, смоченной спиртом, поджечь горящей лучинкой и осторожно перелить в него углекислый газ из первого стакана. Сделать заключение о том, поддерживает ли углекислый газ горение.
б) В пробирку с водой добавить несколько капель раствора лакмуса и пропустить ток углекислого газа. Объяснить изменение цвета раствора.
в) (Демонстрационный). Закрытую пробирку с углекислым газом опустить вверх дном в разбавленный раствор щелочи и открыть пробку. Сделать вывод о характере взаимодействия углекислого газа и щелочи.
Лабораторная работа 6
Непереходные металлы (IA, IIA групп и алюминий)
Теоретическая часть
Физические и химические свойства металлов IA и IIA групп, особенности их взаимодействия с кислородом. Амфотерный характер оксида и гидроксида алюминия. Горизонтальная и диагональная аналогия свойств.
Домашнее задание
1. Охарактеризуйте способы получения щелочных и щелочноземельных металлов.
2. Приведите примеры малорастворимых солей щелочных и щелочно-земельных металлов. Какими реакциями можно обнаружить в растворе ионы Na+ и К+?
3. Закончите уравнения реакций и расставьте коэффициенты:
Экспериментальная часть
Опыт 1. Взаимодействие металлов с кислородом
а) Щелочные металлы (демонстрационный). В железную ложечку положить кусочек металлического натрия, внести в пламя спиртовки и нагреть до воспламенения. Отметить цвет пламени.
б) Магний. Бросить немного порошка магния в пламя горелки. Наблюдать вспышку.
в) Алюминий. Пластинку очистить наждачной бумагой. На свежую поверхность металла нанести каплю раствора Hg(NO3)2. Когда поверхность станет серой, смоченное место слегка растереть ватой и оставить на воздухе. Наблюдать образование хлопьев гидроксида алюминия.
Опыт 2. Взаимодействие металлов с водой
а) Натрий (демонстрационный). В фарфоровую чашку с водой поместить кусочек натрия. Определить реакцию среды получившегося раствора с помощью лакмуса или фенолфталеина.
б) Магний и алюминий. В две пробирки с водой внести немного порошка магния и алюминия. Нагреть обе пробирки. Отметить интенсивность протекания реакции в каждом из случаев.
Опыт 3. Взаимодействие алюминия с кислотами и щелочами
а) В две пробирки налить 2н растворы HCl и HNO3. В каждую из них поместить по грануле алюминия. Какие газы выделяются в процессе реакций?
б) Налить в пробирку 3–5 мл 20%-ого раствора NaOH и насыпать немного порошка алюминия. Определить выделяющийся газ.
Опыт 4. Получение и свойства гидроксидов металлов IIA-группы и алюминия
а) К растворам сульфата магния и хлоридов кальция, стронция и бария прилить раствор гидроксида натрия. Отметить образование осадков и их цвет. Растворить каждый из осадков в хлороводородной кислоте.
б) К раствору сульфата алюминия прилить раствор сульфида аммония. Полученный осадок промыть на фильтре водой и разделить на две части. К одной из них прилить хлороводородную кислоту, к другой – гидроксид натрия. Сделать вывод о природе осадка.
Опыт 5. Окрашивание пламени соединениями металлов
Очистить нихромовую проволоку, опуская ее в соляную кислоту и прокаливая в пламени спиртовки. Затем опустить проволоку в раствор хлорида кальция и снова внести в пламя. Наблюдать окрашивание пламени. Проделать аналогичный опыт с хлоридами натрия, калия, стронция и бария.
Лабораторная работа 7
Переходные металлы (хром, марганец, железо, медь)
Теоретическая часть
Изменение физических и химических свойств простых веществ в первом ряду переходных металлов. Определение максимальной степени окисления d-элемента по его положению в периодической системе.
Домашнее задание
1. Напишите первый ряд переходных металлов (Sc – Zn) и укажите характерные степени окисления для каждого элемента.
2. С позиции метода валентных схем объясните, почему кобальт (III) устойчив в цианидном комплексе [Со(CN)6]3- и неустойчив в аквакомплексе [Со(Н2О)6]3+.
3.Расставьте коэффициенты:
Экспериментальная часть
Хром
Опыт 1. Получение и свойства оксида хрома (III)
а) (Демонстрационный). Насыпать в небольшой алундовый тигель на 2/3 объема дихромат аммония. С помощью спички нагреть верхний слой соли. Объяснить наблюдаемые явления.
б) Подействовать на полученный порошок оксида хрома (III) водой, разбавленными растворами кислот и щелочей. Происходит ли растворение? Сделать вывод о прочности кристаллической решетки данного оксида.
Опыт 2. Получение и свойства гидроксида хрома (III)
а) В пробирку с раствором хлорида хрома (III) прилить по каплям раствор гидроксида натрия до образования осадка. Отметить цвет осадка.
б) Разделить осадок на две пробирки. В одну прилить разбавленную соляную кислоту, а в другую – избыток щелочи. Сделать вывод о свойствах гидроксида хрома (III).
Опыт 3. Окислительно-восстановительные свойства соединений хрома (III)
а) К раствору хлорида хрома (III) добавить раствор щелочи до растворения первоначально выпадающего осадка. При этом образуется раствор комплексного хромата (III). Добавить избыток щелочи, 2–3 мл бромной воды и нагреть. Отметить изменение цвета.
б) (Демонстрационный). В раствор хлорида хрома (III), подкисленный соляной кислотой, поместить 2–3 гранулы цинка. Налить в пробирку немного керосина и закрыть резиновой пробкой с газоотводной трубкой, конец которой опустить в воду. Наблюдать через несколько минут изменение цвета. Объяснить роль керосина. Сделать выводы об участии хрома (III) в окислительно-восстановительных реакциях.
Опыт 4. Влияние реакции среды на переход хромат « дихромат
К 2–3 мл раствора хромата калия прилить раствор серной кислоты. Наблюдать изменение цвета. В ту же пробирку прилить раствор щелочи. Наблюдать восстановление первоначальной окраски. Указать, какие ионы ответственны за переходы цвета.
Марганец
Опыт 5. Получение гидроксида марганца (II) и его свойства
а) К раствору соли марганца (II) прилить гидроксид натрия. Отметить цвет образующегося осадка.
б) Разделить осадок на 2 части. Одну порцию оставить стоять на воздухе. Объяснить изменение окраски с течением времени.
в) Ко второй порции осадка из опыта (а) прилить бромной воды. Отметить, насколько быстро меняется цвет осадка.
Опыт 6. Получение сульфида марганца (II) и его свойства
К раствору соли марганца (II) прилить раствор сульфида аммония. Каков состав и цвет осадка? Что происходит при его стоянии на воздухе?
Свойства соединений марганца (VII) и марганца (VI) были рассмотрены в лабораторной работе 3 (опыт 7).
Железо
Опыт 7. Получение гидроксида железа (II) и его свойства
К свежеприготовленному раствору сульфата железа (II) добавить раствор гидроксида натрия. Наблюдать образование осадка. Отметить цвет осадка и его изменение со временем. Дать объяснение.
Опыт 8. Гидролиз солей железа (III)
К раствору хлорида железа (III) прилить раствор карбоната натрия. Наблюдать изменения. Доказать, что выпавший осадок не является карбонатом.
Опыт 9. Окислительные свойства соединений железа (III)
К раствору FeCl3 прилить раствор иодида калия, добавить раствор крахмала. Сделать вывод о продуктах реакции.
Опыт 10. Качественные реакции на ионы железа (II) и железа (III)
а) К раствору FeCl3 прилить раствор роданида калия. Отметить цвет полученного соединения.
б) К раствору хлорида железа (III) прилить раствор гексацианоферрата (II) калия. Отметить выпадение осадка и его цвет. Полученное вещество носит название «берлинская лазурь».
в) К раствору сульфата железа (II) прилить раствор гексацианоферрата (III) калия. Отметить выпадение осадка и его цвет. Полученное вещество носит название «турнбулева синь».
Медь
Опыт 11. Взаимодействие меди с солями менее активных металлов (демонстрационный)
В раствор нитрата ртути (II) опустить предварительно обезжиренную медную монету. Объяснить наблюдаемые явления.
Опыт 12. Получение и разрушение комплексных соединений меди (II)
а) К раствору сульфата меди (II) добавлять по каплям аммиак до растворения первоначально образующегося осадка. Отметить изменение цвета. Написать уравнение реакции образования комплексного соединения.
б) К полученному в опыте (а) раствору добавить раствор сульфида аммония. Отметить образование осадка и его цвет. Объяснить причины разрушения комплекса на основании данных о константе нестойкости комплексного соединения и произведения растворимости сульфида (см. табл. 1, 3).
Опыт 13. Окислительные свойства соединений меди (II)
К раствору сульфата меди прилить раствор иодида калия. Дать осадку осесть. Отлить часть раствора, разбавить его водой и добавить раствора крахмала. По изменению цвета сделать вывод о продуктах реакции.
ПРИЛОЖЕНИЕ
Таблица 1Произведение растворимости (ПР) некоторых соединений (18–250С)
| Соединение | ПР | Соединение | ПР |
| Al(OH)3 | 1·10-32 | CuS | 6,3·10-36 |
| Sb(OH)3 | 4·10-42 | FeS | 5,0·10-18 |
| Cu(OH)2 | 2,2·10-20 | MnS | 2,5·10-10 |
| Mg(OH)2 | 1,1·10-11 | PbS | 2,5·10-27 |
| Ca(OH)2 | 5,5·10-6 | ZnS | 1,6·10-24 |
| Cr(OH)3 | 6,3·10-31 | CaSO4 | 9,1·10-6 |
| Mn(OH)2 | 1,6·10-13 | SrSO4 | 3,2·10-7 |
| Fe(OH)2 | 1·10-15 | BaSO4 | 1,1·10-10 |
| Fe(OH)3 | 3,2·10-38 | BaSO3 | 8·10-7 |
| AgCl | 1,8·10-10 | CaC2O4 | 2,3·10-9 |
| AgBr | 5,3·10-13 | Ag3PO4 | 1,3·10-20 |
| AgI | 8,3·10-17 | Ca3(PO4)2 | 2·10-29 |
| CuI | 1·10-12 | AlPO4 | 5,8·10-19 |
Таблица 2.Степень диссоциации электролитов 0,1 н растворов при 180С
| Кислоты | a, % | Основания | a, % |
| HNO3 | KOH | ||
| HCl | NaOH | ||
| HBr | NH3·H2O | 1,3 | |
| HI | Ca(OH)2 | ||
| HF | 8,5 | Соли | |
| H2SO4 | NaCl | ||
| H2S | 0,07 | NH4Cl | |
| H2SO3 | KNO3 | ||
| H3PO4 | CH3COONa | ||
| CH3COOH | 1,3 | ||
| H2C2O4 | |||
| H2CO3 | 0,17 |
Таблица 3. Константы нестойкости (КН) комплексных ионов
| Формула | КН | Формула | КН |
| [FeF6]3- | 1,8.10-16 | [Cu(NH3)4]2+ | 2,1.10-13 |
| [AlF6]3- | 2,1.10-16 | [Zn(NH3)4]2+ | 4,2.10-12 |
| [Fe(CN)6]4- | 1.10-37 | [Ni(NH3)4]2+ | 2,0.10-8 |
| [Fe(CN)6]3- | 1.10-44 | [Ag(NH3)2]+ | 9,3.10-8 |
| [Fe(CNS)6]3- | 5,9.10-3 | [Co(C2O4)2]2- | 1·10-6 |
| [Cr(OH)6]3- | 1,3.10-30 | [Cu(C2O4)2]2- | 1·10-10 |
| [Al(OH)6]3- | 1.10-33 | [Ni(C2O4)2]2- | 1·10-7 |
| [Zn(OH)4]2- | 1·10-15 | ||
| [Sn(OH)4]2- | 1·10-25 | ||
| [Pb(OH)4]2- | 1·10-14 | ||
| [CuCl4]2- | 7,9.10-3 |
Таблица 4. Растворимость некоторых соединений (в г на 100 г Н2О при 200С)
| Li+ | Na+ | K+ | NH4+ | Mg2+ | Ca2+ | Sr2+ | Ba2+ | ||
| OH- | 12,3 | 52,6 | 0,01 | 0,165 | 0,81 | 3,89 | |||
| F- | 0,27 | 4,03 | 94,9 | 82,6 | 0,008 | 1,6.10-3 | 0,0117 | 0,163 | |
| Cl- | 78,5 | 37,2 | 53,5 | 74,5 | 52,9 | 35,7 | |||
| I- | 178,7 | 172,3 | 139,8 | 208,6 | 177,8 | ||||
| S2- | 18,8 | 7,86 | |||||||
| SO42- | 34,2 | 19,4 | 11,1 | 30,9 | 0,203 | 2,3.10-4 | |||
| NO2- | 73,5 | 84,5 | 298,4 | 180,1 | 88,0 | 64,0 | 70,4 | ||
| NO3- | 74,5 | 31,6 | 192,0 | 65,3 | 129,3 | 70,5 | 9,2 | ||
| CO32- | 1,33 | 21,5 | 110,5 | 0,01 | 0,0013 | 0,001 | 0,0017 | ||
| HCO3- | 9,6 | 21,4 | 0,166 | ||||||
| PO43- | 0,03 | 98,5 | 37,4 | ||||||
| H2PO4- | 85,2 | 22,6 | 141,5 | 15,4 | |||||
| CH3COO- | 46,5 | 255,6 | 63,4 | 34,7 | 71,0 | ||||
| Al3+ | Cu2+ | Ag+ | Zn2+ | Fe2+ | Fe3+ | Pb2+ | |||
| OH- | 0,002 | 5.10-4 | 5.10-5 | 0,01 | |||||
| F- | 0,5 | 0,06 | |||||||
| Cl- | 45,9 | 72,7 | 1,5.10-4 | 367,5 | 62,6 | 91,9 | 0,8 | ||
| I- | — | 3.10-7 | 436,3 | 0,05 | |||||
| S2- | 1.10-5 | ||||||||
| SO42- | 36,4 | 20,7 | 0,79 | 54,4 | 26,5 | 4.10-3 | |||
| NO2- | 0,34 | ||||||||
| NO3- | 73,9 | 124,8 | 227,9 | 118,3 | 26,5 | 82,5 | 51,6 | ||
| CO32- | — | 0,03 | 0,004 | — | 3.10-4 | ||||
| PO43- | 9.10-5 | ||||||||
| CH3COO- | 69,8 | ||||||||