Экспериментальная часть. ОПЫТ 1. Свойства элементарных веществ (восстановительные и окислительные свойства)
ОПЫТ 1. Свойства элементарных веществ (восстановительные и окислительные свойства).
1.1.Взаимодействие металлов с разбавленной соляной кислотой.
В две пробирки поместите по кусочку металлических магния и цинка. В каждую пробирку добавьте несколько капель 2Н раствора соляной кислоты. Наблюдения запишите в лабораторный журнал. Аналогичные опыты проведите с 2Н раствором серной кислоты.
1)Запишите молекулярные и ионные уравнения реакций.
2)Составьте электронные балансы.
3)Сделайте вывод, чем являются металлы в окислительно-восстановительных реакциях.
1.2.Окисление иодид-иона бромом.
К 3-4 каплям раствора иодида калия добавьте такой же объем бромной воды (следует избегать избытка бромной воды).
1)Что происходит с иодид-ионом при действии на него бромной воды?
2) Наблюдения занесите в лабораторный журнал.
3)Запишите молекулярные и ионные уравнения реакций.
4) Составьте уравнения электронного баланса.
5)Укажите, чем является бром в данной реакции.
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
Исходя из положения элементов в периодической системе, укажите:
1.Какие из перечисленных ниже веществ являются элементарными восстановителями?
1. F2, Be, CaO, Sr, LiH. 2. K, As, H2S, Cu, S. 3. N2, Rb, CO, Cr, Ar.
4. Ti, O2, Cs, NO, I2 5. Cl2, Ca, MnO, Fe, Ne.
II.Какие вещества являются элементарными окислителями?
1. Zr, CrO3, Pt, F2, Sc. 2. Ni, KH, O2, Li, Kr. 3. N2O5, Mo, S, Ag, Ru.
4. V, Cl2, Ga, SO2, Xe. 5.Tc, Hf, N2, H2O2, Bi.
III.Исходя из химических свойств элементарных веществ, запишите уравнение реакции и составьте уравнения электронного баланса.
1. Al + O2 2. Na + S 3.K + I2 4. Mg + Cl2 5.Ca + F2
ОПЫТ 2.Химические свойства оксидов.
2.1.Оксид кальция СаО.
В три пробирки внесите небольшое количество (на кончике микрошпателя) оксида кальция СаО. В первую пробирку влейте небольшое количество воды, добавьте 2-3 капли индикатора (фенолфталеина), отметьте окраску, сделайте вывод о характере исследуемого оксида. Во вторую пробирку добавьте 2 Н раствор едкого натра, а в третью – 2 Н раствор серной кислоты.
1)В каком случае происходит растворение осадка?
2)Сделайте вывод о характере оксида.
3)Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной форме.
2.2.Диоксид углерода СО2.
Приготовьте три пробирки. В первую пробирку налейте 5 мл воды и добавьте 3 капли раствора лакмуса, во вторую – 5 мл раствора известковой воды и в третью – 5 мл 2 Н раствора серной кислоты и по 3 капли раствора лакмуса. Через приготовленные растворы пропустите диоксид углерода, полученный из аппарата Киппа.
1)Наблюдаемые явления запишите в лабораторный журнал.
2)Сделайте вывод о характере оксида и его свойствах.
3) Напишите молекулярные уравнения проведенных реакций и реакций получения диоксида углерода.
2.3.Оксид цинка ZnO.
В две пробирки насыпьте небольшое количество (на кончике шпателя) оксида цинка. В одну пробирку по каплям добавьте 30 %-ный раствор щелочи, в другую – 2 Н раствор серной кислоты до полного растворения осадка.
1) Сделайте вывод о характере оксида цинка.
2) Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной форме.
ОПЫТ 3.Определение силы кислот и оснований по величине рН.
3.1.Сравнение химической активности кислот.
Взаимодействие соляной и уксусной кислот с цинком.
В одну пробирку до 1/3 объема налейте 2Н раствор соляной кислоты, в другую столько же 2 Н раствора уксусной кислоты.
1)Определите рН каждой кислоты, используя универсальную индикаторную бумагу
2). На основании значений рН растворов сделайте вывод о силе кислот.
3)Запишите уравнение диссоциации кислот.
В каждую пробирку бросьте по одному кусочку цинка (одинаковых по величине).
4)В каком случае водород выделяется более энергично.
5)Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций.
6) Объясните наблюдаемое различие в скоростях реакций, основываясь на выводе о силе кислот.
3.2.Сравнение силы оснований.
Налейте в пробирку 5 мл 1Н раствора едкого натра. Определите рН раствора, используя универсальную индикаторную бумагу.
1)Сделайте вывод о силе основания.
2)Напишите уравнение диссоциации основания.
К содержимому пробирки прибавьте 1 микрошпатель кристаллического хлорида аммония, пробирку встряхните.
3)Опять определите рН раствора.
4)Сравните полученный результат с полученным ранее.
5)Напишите уравнение прошедшей реакции в молекулярном и ионном виде.
6)Сделайте вывод о силе полученного основания.
7)Напишите уравнение диссоциации этого основания.
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ.
Из нижеперечисленных пар электролитов укажите:
1.Более сильную кислоту 1. H2SO4 и H2S 2. HNO3 и HNO2
3. H3BO3 и HClO3 4. HCN и HMnO4 5. HF и HI
II.Более сильное основание: 1. LiOH, NH4OH 2. Mg(OH)2, Ba(OH)2
3. Sr(OH)2, Cd(OH)2 4. Mg(OH)2, Al(OH)3 5. Fe(OH)2, Fe(OH)3
III.Укажите область рН (рН > 7, рН < 7) растворов, следующих соединений:
1. HCNS 2. H2SO3 3. Zn(OH)2 4. Mg(OH)2 5. H2CO3
ОПЫТ 4.Кислотно-основные взаимодействия.
4.1.Свойства кислот (на примере соляной кислоты).
Насыпьте в сухую пробирку хлорид натрия слоем ~ 2 см и прилейте ~ 2 мл 70 %-ного раствора серной кислоты, пробирку закройте пробкой с газоотводной трубкой и опустите последнюю в другую пробирку. Осторожно нагрейте пробирку со смесью кислоты и соли (опыт необходимо проводить под тягой). В предварительно заполненный водой кристаллизатор переверните пробирку с полученным газообразным НСl, отнимите большой палец, закрывающий отверстие пробирки. Наблюдается интенсивное растворение газа в воде. Снова закройте пробирку пальцем, выньте из воды и переверните. К содержащемуся в пробирке раствору прибавьте 3-5 капель раствора индикатора-лакмуса.
1)Запишите свои наблюдения.
Содержимое пробирки разлейте на две пробирки. В первую пробирку добавьте 1-2 мл 2Н раствора серной кислоты, изменяется ли окраска индикатора.
2)Сделайте вывод о возможности взаимодействия этих кислот.
К содержимому второй пробирки добавьте по каплям из бюретки 1 Н раствор NaOH до изменения окраски индикатора.
3)Сделайте вывод о возможности протекания реакции.
4)Напишите уравнения всех протекающих реакций в молекулярной и ионной форме (в реакции получения газообразного HCl , в первую очередь образуется кислая соль).
4.2.Свойства оснований.
Внесите 5-6 капель раствора сульфата железа (II) и столько же 2Н раствора едкого натра. Бурая окраска образующегося гидроксида железа (II) объясняется частичным окислением его на воздухе в Fе(III). Содержимое пробирки разлейте на две части. Добавьте к одной части избыток 2Н раствора щелочи, к другой – избыток 2 Н раствора серной кислоты.
1)Сделайте вывод о наблюдаемых изменениях.
Аналогичные опыты проделайте с раствором сульфата меди.
2)Отметьте цвет осадка.
3)Напишите уравнения протекающих реакций в молекулярной и ионной форме.
4.3.Свойства амфолитов.
В две пробирки внесите по 3-4 капли раствора соли алюминия и по 3-4 капли 2Н раствора едкого натра до образования осадка. В одну пробирку к полученному осадку прибавьте избыток 2Н раствора едкого натра.
1)Что происходит в обоих пробирках?
Аналогичные опыты проделайте с растворами солей цинка и трехвалентного хрома. 2)Сделайте вывод о свойствах полученных гидроксидов.
3)Напишите уравнения всех протекающих реакций в молекулярной и ионной форм
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
Исходя из химических свойств и соединений составьте молекулярные и ионные уравнения реакций:
1.Которые могут протекать с HNO3 и с СО2
1. Fe2O3, SiO2, V2O5 2. P2O5, SO2, Cs2O 3. As2O5, K2O, CrO3
4. MgO, Cl2O7, NO2 5. Mn2O7, Li2O, NO
II.которые могут протекать с NaOH и с K2O
1. N2O5, NiO, BaO 2. CaO, SO3, Fe2O3 3. MgO, Na2O, SiO2
4. CO2, CuO, MnO 5. CrO3, HgO, CaO
III.Которые могут протекать и с НСl и с КОН
1. Li2O, PbO, As2O3 2.Ga2O3, CO2, SiO2 3.SnO2, V2O5, Rb2O
4. MnO, Cr2O3, N2O5 5. SnO, MgO, SO3
ОПЫТ 5.Получение солей (средних, основных, кислых).
5.1.Взаимодействие кислоты с основанием.
По методике, указанной в опыте 4.2. получите осадок гидроксида марганца (II), используя раствор соли марганца (II) и раствор едкого натра. В пробирку с осадком гидроксида марганца (II) прибавьте 2Н раствор соляной кислоты (или серной), до полного растворения осадка.
1)Напишите молекулярное и ионное уравнение реакции получения средней соли.
5.2.Взаимодействие кислот с основными оксидами.
В две пробирки внести на кончике микрошпателя по нескольку кристаллов оксида меди и оксида магния. Прибавьте по 5-6 капель 2Н раствора соляной или серной кислоты. В случае необходимости примените нагревание.
1)Отметьте цвета получающихся растворов.
2) Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной форме.
5.3.Взаимодействие кислоты с металлом.
Налейте в пробирку 4-5 капель 2Н раствора серной кислоты и добавьте один микрошпатель железных опилок (можно слегка подогреть).
1)Запишите в журнал свои наблюдения.
2)Напишите уравнение реакции.
5.4.Взаимодействие металла с солью другого металла.
В две пробирки внесите по 12-15 капель растворов сульфата меди и нитрата свинца. В первую – поместите немного металлического железа, во вторую – цинка.
1)Опишите наблюдаемые изменения.
2)Составьте уравнения реакций.
3)Сделайте вывод, в каких случаях происходит постепенное вытеснение металлов из растворов солей.
5.5.Получение основной соли.
К раствору сульфата меди по каплям прибавьте 2Н раствор гидроксида натрия до образования осадка. Содержимое пробирки нагрейте.
1)Обратите внимание на изменение цвета осадка.
2)Составьте уравнение реакции.
3)Сравните цвет осадка с цветом осадка, полученного в опыте 4.2.
5.6.Получение кислой соли.
Наполните пробирку на ½ объема известковой водой (раствор Са(ОН)2) и пропустите через нее диоксид углерода из аппарата Киппа (под тягой) до тех пор, пока первоначально образующийся осадок карбоната кальция (см. опыт 2.2.) опять не растворится вследствие образования кислой соли. 1)Раствор сохраните для следующего опыта.
2) Составьте уравнение реакции получения кислой соли из средней.
5.7.Получение нормальной соли из кислой.
К полученному в опыте 5.6. раствору кислого карбоната кальция прибавьте несколько капель известковой воды.
1)Наблюдайте образование осадка.
2) Составьте уравнение реакции.
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ.
Рассчитайте необходимый объем углекислого газа, массу полученных солей и напишите молекулярные и ионные уравнения реакций между гидроксидом кальция (количество Са(ОН)2 в г указано) и СО2, в которых образуются:
1.Средняя соль 1. 222 2. 148 3. 74 4. 37 5. 17,5
II.Кислая соль 1. 111 2. 185 3. 91,5 4. 165,5 5. 128,5
III.Основная соль 1. 370 2. 333 3. 296 4. 259 5. 222
ОПЫТ 6. 6.1.Различие между простыми и комплексными ионами.
Налейте в одну пробирку 1-2 капли хлорного железа (III), в другую – такое же количество гексациано(III)феррата калия. Добавьте в обе пробирки по 2-3 капли роданида аммония.
1)Отметьте появление красного окрашивания при взаимодействии хлорного железа (III) с роданидом аммония.
2)Запишите уравнение реакции.
3) Почему нет окрашивания при взаимодействии К3[Fe(CN)6] c роданидом аммония?
4)Как диссоциирует комплексная соль в растворе?
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ.
Выберите среди предложенных соединений анионные комплексы. Назовите отобранные комплексные соединения, определите заряд комплексообразователя, напишите уравнение первичной диссоциации солей в растворе, определите координационное число комплексного иона, укажите лиганды.
1. K2 [Co(CNS)2 Cl2] 2. [Ag(NH3)2]Cl 3. [Cr(H2O)4 Cl2] Cl 4. K2[HgBr4]
[Ni (NH3)6] Cl3 K2 [PtCl6] K [Pd(NH3) Cl3] [Сr(H2O)3(NH3)3]Cl2
5. K4 [TiCl6]
[Cu(NH3)4] SO4
Выберите среди предложенных комплексных соединений катионные комплексы. Назовите отобранные комплексные соединения, определите заряд комплексообразователя, напишите уравнение первичной диссоциации солей в растворе, определите координационное число комплексного иона, укажите лиганды.
1. Na [Ag (NO3)2] ; K2 [MoF8] ; [Pt (NH3)2 Cl4]
2. [Co (NH3)5 Cl] Cl2; K [SbCl6]; [Pt (NH3)2 Cl2]
3. Na [Sb (SO4)2]; [Co (NH3)6] (NO2)3; [Pd (NH3)2 Cl2]
4. Na [Ag (NO2)2]; [Zn (NH3)4] SO4; [Co (NH3)3 (NO2)3]
5. K2 [Hg I4]; [Fe (H2O)6] Cl3; [Pt (NH3)2 Br4]
Cоставьте молекулярные и ионные уравнения реакций для осуществления следующих превращений, назовите все участвующие в реакциях вещества.
1.CdSO4 ® (CdOH)2 SO4 ® Cd (OH)2 ® [Cd (NH3)4 ](OH)2
2. Fe (OH)3 ® FeOHCl2 ® FeCl3 ® K3 [Fe (CN)6]
3. Pb (NO3)2 ® PbOHNO3 ® Pb (OH)2 ® K2 [Pb (OH)4]
4. Al2O3® Al2(SO4)3® AlOHSO4® [Al(OH)2]2 SO4 ® Al(OH)3®Na[Al (OH)4]
5. Cd (NO3)2 ® CdOHNO3 ® Cd (OH)2 ® [Cd(NH3)6] (OH)2
ПРИЛОЖЕНИЕ
Таблица 1
Названия важнейших кислот и их солей
| Кислота | Названия | |
| Кислоты | Соли | |
| HAlO2 | Метаалюминиевая | Метаалюминат |
| HAsO3 | Метамышьяковая | Метаарсенат |
| H3AsO4 | Ортомышьяковая | Ортоарсенат |
| HAsO2 | Метамышьяковистая | Метаарсенит |
| H3AsO3 | Ортомышьяковистая | Ортоарсенит |
| HBO2 | Метаборная | Метаборат |
| H3BO3 | Ортоборная | Ортоборат |
| H2B4O7 | Четырехборная | Тетраборат |
| HBr | Бромоводород | Бромид |
| HBrО | Бромноватистая | Гипобромит |
| HBrO3 | Бромноватая | Бромат |
| HCOOH | Муравьиная | Формиат |
| CH3COOH | Уксусная | Ацетат |
| HCN | Циановодород | Цианид |
| H2CO3 | Угольная | Карбонат |
| H2C2O4 | Щавелевая | Оксалат |
| HCl | Хлороводород | Хлорид |
| HOCl | Хлорноватистая | Гипохлорит |
| HClO2 | Хлористая | Хлорит |
| HClO3 | Хлорноватая | Хлорат |
| HClO4 | Хлорная | Перхлорат |
| HCrO2 | Метахромистая | Метахромит |
| H2CrO4 | Хромовая | Хромат |
| H2Cr2O7 | Двухромовая | Дихромат |
| HJ | Иодоводород | Иодид |
| HOJ | Иодноватистая | Гипоиодит |
| HJO3 | Иодноватая | Иодат |
| HJO4 | Иодная | Периодат |
| HMnO4 | Марганцовая | Перманганат |
| H2MnO4 | Марганцовистая | Манганат |
| H2MoO4 | Молибденовая | Молибдат |
| HN3 | Азидоводород (азотистоводородная) | Азид |
| HNO2 | Азотистая | Нитрит |
| HNO3 | Азотная | Нитрат |
| HPO3 | Метафосфорная | Метафосфат |
| H3PO4 | Ортофосфорная | Ортофосфат |
| H4P2O7 | Двуфосфорная(пирофосфорная) | Дифосфат (пирофосфат) |
| H3PO3 | Фосфористая | Фосфит |
| H3PO2 | Фосфорноватистая | Гипофосфит |
| H2S | Сероводород | Сульфид |
| HSCN | Родановодород | Роданид |
| H2SO3 | Сернистая | Сульфит |
| H2SO4 | Серная | Сульфат |
| H2S2O2 | Тиосерная | Тиосульфат |
| H2S2O7 | Двусерная (пиросерная) | Дисульфат (пиросульфат) |
| H2S2O8 | Пероксодвусерная (надсерная) | Пероксодисульфат (персульфат) |
| H2Se | Селеноводород | Селенид |
| H2SeO | Селенистая | Селенит |
| H2SeO4 | Селеновая | Селенат |
| H2SiO3 | Кремниевая | Силикат |
| HVO3 | Ванадиевая | Ванадат |
| H2WO4 | Вольфрамовая | вольфрамат |