Министерство образования и науки Российской Федерации
Федеральное агентство по образованию
Саратовский государственный технический университет
ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ
Методические указания
к выполнению лабораторных работ
по дисциплине «Общая и неорганическая химия»
для студентов всех специальностей
Одобрено
редакционно-издательским советом
Саратовского государственного
технического университета
Саратов 2009
Лабораторная работа 1
СВОЙСТВА ГАЛОГЕНОВ И ИХ СОЕДИНЕНИЙ
Цель работы: изучить свойства галогенов и способы их получения.
Основные понятия
Атомы галогенов имеют на внешнем квантовом слое 7 электронов. Их общая формула ns2np5. На атомных орбиталях электроны располагаются по схемам
 |  | | | | |
 |  | ||||
 | |||||
 |  | | | ||
2s2 2p5 ns2 np5 nd0
у F у Сl, Br, I, At
Галогены являются сильными окислителями. Их окислительная активность от фтора к иоду ослабевает
F – Cl – Br – I – At
Усиление окислительных свойств
Галогены, кроме фтора, проявляют степени окисления: -1, 0, +1, +3, +5, +7.Наиболее типичная степень окисления –1. В нижней степени окисления –1 галогены проявляют только восстановительные свойства. Наиболее сильным восстановителем является иодид-ион
F― – Cl―– Br―– I―
Усиление восстановительных свойств
В свободном виде галогены получают окислением галогенид-ионов. Выбор окислителя зависит от величины электродных потенциалов системы 2Г - = Г2 + 2e-
Окислителем фторид-ионов может быть только электрический ток. Хлорид-ионы окисляются в кислой среде только сильными окислителями: MnO2 , KMnO4 , K2Cr2O7 , PbO2 и др.
Для окисления бромид-ионов можно использовать хлор, концентрированную серную кислоту. А иодид-ионы можно окислять до свободного иода уже весьма умеренными окислителями, например, KNO2. Все галогены хорошо растворимы в органических растворителях.
Требования безопасности труда
Все опыты с органическими растворителями, с растворами галогенов, концентрированными кислотами и щелочами проводят в вытяжном шкафу.
Крайнюю осторожность необходимо соблюдать при работе с диоксидом азота и азотной кислотой.
Экспериментальная часть
Приборы и реактивы: пробирки, спиртовка, микрошпатель.
MnO2 , KMnO4 , K2Cr2O7 , PbO2 , HCl (конц) , KI, NaCl, H2SO4 (конц).
Исследования проводят полумикрометодом. Растворы отбирают пипеткой, сухие реактивы микрошпателем, осадок от раствора отделяют центрифугированием.
ОПЫТ 1. Получение хлора. (Работать под тягой)
а) Внести в отдельные пробирки по одному микрошпателю диоксида марганца, диоксида свинца, дихромата калия, перманганата калия. В каждую из них добавить по 2-3 капли концентрированной соляной кислоты. В тех случаях, когда реакция протекает недостаточно энергично, содержание пробирки следует осторожно нагреть. Отметьте цвет образующегося газа и испытайте его действие на бумажку, смоченную раствором иодида калия.
б) Смешайте в пробирке по одному микрошпателю хлорида натрия и диоксида марганца, после чего смочите смесь 2-3 каплями концентрированной серной кислоты и осторожно нагрейте. Как действует полученный газ на бумажку, смоченную раствором иодида калия? Какова роль серной кислоты в этом опыте?
ОПЫТ 2. Получение брома и иода. (Работать под тягой)
Реактивы: KBr, NaBr, KI, NaI.
Повторите предыдущий опыт, заменив хлорид натрия бромидом натрия или калия. Какое вещество при этом образуется? Отметьте цвет его паров. Какова роль серной кислоты в этом опыте? Какое вещество получится, если бромид натрия или калия заменить соответствующим иодидом?
ОПЫТ 3. Действие хлорной воды на бромиды и иодиды.
Реактивы: KBr, KI, хлорная вода, бензин.
а) Поместите в одну пробирку 3-5 капель раствора бромида калия, а в другую – такой же объем иодида калия. Добавьте в обе пробирки по 2-3 капли хлорной воды. Отметьте происходящие при этом изменения окраски. К полученным растворам добавьте по 2-3 капли бензина, энергично взболтайте содержимое пробирок и дайте ему отстояться. Отметьте окраску слоя в каждой пробирке. Объясните наблюдаемые изменения. Сделайте вывод о сравнительной растворимости галогенов в воде и в бензине.
б) Поместите в пробирку 1 каплю иодида калия и 5-7 капель бромида калия, добавьте 1-2 капли хлорной воды и 2-3 капли бензина, энергично взболтайте содержимое пробирки и дайте ему отстояться. Отметьте окраску слоя бензина в пробирке. Добавьте еще 5-7 капель хлорной воды, энергично взболтайте. Что наблюдается? Объясните наблюдаемые изменения. Составьте уравнения реакций. Сравните восстановительные свойства бромид и иодид ионов.
ОПЫТ 4. Получение хлороводорода.
Приборы и реактивы: газоотводная трубка, KMnO4 , NaCl , H2SO4 (конц).
Поместите в пробирку с газоотводной трубкой 2-3 микрошпателя хлорида натрия, прилейте 3-4 капли концентрированной серной кислоты и слабо нагрейте. Проверьте действие выделяющегося газа на влажную синюю лакмусовую бумажку, а также на полоску фильтровальной бумаги, смоченной розовым раствором перманганата калия.
Будет ли выделяться хлороводород при взаимодействии хлорида натрия с разбавленной (0,5 – 1 н) серной кислотой? Растворите HCl в воде и докажите, что раствор обладает кислотными свойствами и что образовалась хлороводородная кислота.
ОПЫТ 5. Получение бромоводорода.
Реактивы: KBr, H2SO4 , 50%-й раствор.
К 2-3 микрошпателям бромида калия, помещенным в пробирку с газоотводной трубкой, прилейте 3-4 капли 50%-го раствора серной кислоты (p = 1,4 г/мл). Проверьте действие выделяющегося на холоду газа на влажную лакмусовую бумажку. Если газ слегка окрашен (в какой цвет?), то чем это вызвано?
ОПЫТ 6. Действие концентрированной серной кислоты на бромиды и иодиды.
Реактивы: KBr, KI, H2SO4 (конц).
Поместите в одну пробирку микрошпатель бромида калия, в другую столько же иодида калия и добавьте в каждую из них по 2-3 капли концентрированной серной кислоты. Обратите внимание на цвет и запах продуктов обеих реакций и напишите их уравнения. На основании этого опыта, а также опыта 1, сравните восстановительные свойства хлоро-, бромо - и иодоводорода.
Лабораторная работа 2
АНАЛИТИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ ГАЛОГЕНИД-ИОНОВ (Cl–, Br–,I–)
Цель работы: изучить общие и частные качественные реакции галогенид-ионов. Научиться проводить анализ смеси галогенид-ионов.
Основные понятия.
Галогенид-ионы осаждаются ионом Ag+ в азотнокислом растворе, так как образуемые ими соли серебра нерастворимы в разбавленной HNO3. Нитрат серебра дает с хлорид-ионом белый творожистый осадок, с иодид - и бромид – ионами желтоватый творожистый осадок. Как трудно растворимая соль сильной кислоты AgCl не растворяется в кислотах, однако она легко растворяется при действии веществ, способных связать ион Ag+ в комплексы, например, NH4OH, Na2S2O3, KCN. В случае гидроксида аммония реакция идет по уравнению:
AgCl + 2NH4OH = [ Ag(NH3)2 ]+ + Cl - + 2H2O
В отличие от AgCl (ПР = 1,56 · 10-10 ), AgI имеет гораздо меньшую величину произведения растворимости ( ПР = 1,5 · 10-16 ), поэтому практически нерастворим в аммиаке. AgBr (ПР = 7,7 · 10-13 ) растворяется в аммиаке в незначительной степени. Но и эту незначительную растворимость легко понизить до ничтожной величины, если употребить в качестве реактива раствор карбоната аммония (12%), представляющий собой вследствие гидролиза аммонийную буферную смесь pH 9,2.
Экспериментальная часть
Обнаружение хлорид-ионов.
ОПЫТ 1. Образование малорастворимого хлорида серебра.
Приборы и реактивы: конические пробирки, спиртовка, центрифуга, NaCl – р-р, HNO3 – разбавленный р-р, AgNO3, NH4OH.
Возьмите в коническую пробирку 3 – 4 капли раствора хлорида натрия, подкислите 1 – 2 каплями разбавленной азотной кислоты и добавляйте по каплям раствор нитрата серебра.
Получив осадок, отцентрифугируйте его, центрифугат слейте, а к осадку добавляйте по каплям разбавленный раствор аммиака - в растворе образуется – диаминоаргентум-ион [Ag(NH3)2]+, который после добавления азотной кислоты вновь дает осадок AgCl.
Обнаружение бромид-иона.
ОПЫТ 2. Образование малорастворимого бромида серебра.
Реактивы: KBr, HNO3 (разб), AgNO3 р-р.
Возьмите в коническую пробирку 3 – 4 капли раствора бромида калия, подкислите 1 – 2 каплями разбавленной азотной кислоты и добавьте по каплям раствор нитрата серебра.
Получив осадок, отцентрифугируйте его, центрифугат слейте, а к осадку добавьте 5 – 7 капель аммиачной буферной смеси c pH 9,2. Содержимое пробирки взболтайте и снова отцентрифугируйте. К центрифугату прилейте 1 – 2 капли разбавленной азотной кислоты.
Что наблюдается? Сделайте вывод о растворимости осадков AgCl и AgBr в аммиаке и солях аммония.
Обнаружение иодид-иона.
ОПЫТ 3. Образование малорастворимого иодида серебра.
Реактивы: KI, AgNO3.
В коническую пробирку возьмите 3 – 4 капли раствора иодида калия и добавьте по каплям раствор нитрата серебра. Изучайте осадок.
ОПЫТ 4. Действие нитрита калия или натрия.
Реактивы: бензин, крахмал, 1%-й раствор, KI, KNO2, H2SO4
Нитрит калия или натрия (ион NO2–) в присутствии H2SO4 или HCl окисляет ионы I–. Образующийся при реакции I2 выпадает в виде темно-серого осадка или окрашивает раствор в бурый цвет. Открыть его можно при помощи бензина или крахмала. Эта реакция может быть использована для обнаружения иодид-ионов в присутствии ионов Cl–, Br–, которые при этом не окисляются.
Анализ галогенид-ионов (Cl– , Br– , I–)
ОПЫТ 5. Обнаружение хлорид, бромид и иодид-ионов при совместном присутствии.
Составьте испытуемый раствор. В пробирку возьмите 1 каплю иодида калия, 5 капель хлорида калия (натрия), 10 капель бромида калия, добавьте 10 капель воды.
а) Обнаружение бромид - и иодид-ионов.
К 2 – 3 каплям анализируемого раствора в отдельной пробирке прибавьте 2 – 3 капли 2 н раствора H2SO4 и несколько капель бензина и добавляйте хлорную воду по 1 капле, каждый раз хорошо взбалтывая содержимое пробирки. При этом сначала окисляются ионы I–, которые являются более сильными восстановителями, чем ионы Br– и органическое кольцо окрашивается в красно-фиолетовый цвет. При дальнейшем прибавлении хлорной воды окраска исчезает вследствие окисления I2 в иодноватую кислоту HIO3.
В присутствие Br– вслед за исчезновением малиновой окраски I2 появляется оранжево-желтая окраска Br2, которая сменяется желтой окраской BrCl. Составьте уравнение происходящих реакций.
б) Обнаружение иодид ионов.
К 2 – 3 каплям испытуемого раствора (в отдельной пробирке) прибавьте 2 – 3 капли 2 н раствора H2SO4 и 1 микрошпатель KNO2 (или раствор KNO2), 2 – 3 капли хлорной воды и 2 – 3 капли бензина, содержимое пробирки хорошо взболтать. В присутствии иодид-иона слой бензина окрашивается в красно-фиолетовый цвет.
в) Осаждение ионов Cl–, Br–, I– .
К 3 – 4 каплям исследуемого раствора прибавьте несколько капель раствора AgNO3 и 2 – 3 капли 2 н раствора HNO3 и нагрейте. Отцентрифугировав осадок и, не сливая центрифугат с осадка, проверьте центрифугат в отдельной пробе на полноту осаждения. Если проба мутнеет, добавьте к центрифугату дополнительно 2 – 3 капли раствора AgNO3 и вновь центрифугируйте. Затем, слив центрифугат (1), промойте осадок на центрифуге несколько раз сначала разбавленной азотной кислотой, а потом водой (осадок 1). (AgCl , AgBr, AgI)
г) Растворение AgCl и открытие иона Cl–.
Промытый осадок (1) энергично взболтайте с 20 – 30 каплями 10 – 15% раствора (NH4)2CO3 в течение 1 – 2 минут. При этом AgCl практически полностью переходит в раствор в виде [Ag(NH3)2]+ + Cl– (центрифугат 2), тогда как AgBr и AgI остаются в осадке (осадок 2–AgBr, AgI).
К пробе из нескольких капель центрифугата (2) добавьте столько же раствора азотной кислоты. В присутствии Cl– вновь образуется AgCl.
Вопросы для самопроверки
1. Какие степени окисления характерны для атомов галогенов? Ответ мотивировать, опираясь на электронную конфигурацию атомов галогенов.
2. Как могут быть получены галогены в свободном состоянии?
3. Могут ли сосуществовать в растворе следующие пары веществ: KBr + Cl2 , KI + I2 , KCl + Br2 , KBr + I2 , KI + Br2 ?
4. Составить уравнения реакций взаимодействия галогенов с водой и растворами щелочей (холодными и горячими).
5. Привести примеры возможных реакций галогенов друг с другом.
6. Дать сравнительную характеристику галогеноводородов.
7. Указать способы получения галогеноводородов.
8. Как взаимодействуют галогеноводороды с концентрированной серной кислотой?
9. Указать групповой реактив на галогенид-ионы.
10. Как открыть Сl– в присутствии Br–?
11. Как открыть Br– в присутствии Cl– и I–?
12. Как открыть I– в присутствии Br–?
13. Как открыть Br– и I– в присутствии Сl–?
Лабораторная работа 3
СОЕДИНЕНИЯ ХРОМА
Цель работы: изучить свойства хрома и его соединений.
Основные понятия
Хром(Cr), молибден(Mo), вольфрам(W) составляют побочную подгруппу
VI группы периодической системы элементов. Эти элементы относятся к d-элементы, у них происходит заполнение d - подуровня:
24Cr……………….3d5 4s1
42Mo………………4d5 5s1
74W………………..5d4 6s2
Таким образом, в образовании химической связи могут участвовать максимально 6 электронов. Хром проявляет степени окисления 0, +2, +3, +4, +6, наиболее устойчивыми являются +3 и +6. Для Mo и W наиболее устойчивой степенью окисления является +6. Соединения этих элементов со степенью окисления +6 проявляют сильно выраженные окислительные свойства, а со степенью +2 – восстановительные свойства.
Cr, Mo, W - блестящие белые металлы, отличающиеся большой твёрдостью, хрупкостью, высокими температурами кипения и плавления. W является самым тугоплавким элементом. В природе Cr, Mo, W встречаются только в виде соединений. Химическая активность элементов в ряду активности Cr, Mo, W заметно понижается. Это можно показать на следующих примерах: если Cr растворяется даже в разбавленных кислотах НGal (с выделением Н2), то Mo – в умеренно концентрированной HNO3, горячей концентрированной H2SO4 (и их смесях), концентрированной HCl, царской водке и в смесях HF+HNO3, W лишь в смеси HF+HNO3. При нагревании хром реагирует с бромом, хлором, иодом, Mo - бромом, хлором, а W - только с хлором (WCl6).
Хром образует три оксида со степенями окисления +2, +3, +6, которым соотвестсвуют гидроксиды.
В ряду CrO, Cr2O3, СrO3 происходит переход от основных свойств через амфотерные к кислотным:
CrO Cr2O 3 СrO3
Основной амфотерный кислотный
Cr(OH)2 Cr(OH)3 H2CrO 4 , H2 Cr2O7
усиление кислотных свойств
усиление основных свойств
Соединения Cr+2 малоустойчивы, т. к. Cr+2 является достаточно сильным восстановителем, легко окисляется даже кислородом воздуха:
4CrCl2+ O2+ 4HCl= 4CrCl3 +2H2O
Эта реакция используется для поглощения кислорода. CrO - основной оксид, восстанавливается водородом до свободного хрома:
CrO+H2 Cr0 + H2 O.
При сильном нагревании на воздухе окисляется до Cr2O3, Cr(OH)2 - основной гидроксид, т. к. CrO в воде нерастворим, то гидроксид хрома(П) может быть получен обменной реакцией:
CrCl2 + 2NaOH= Cr(OH)2 + 2NaCl
Соединения Cr+3. Cr2O3 – в кристаллическом состоянии - чёрный с металлическим блеском (т. плавления=22650С), в аморфном состоянии – порошок зелёного цвета, химически инертен, в воде, кислотах, щелочах не растворяется. Cr2O 3 – амфотерный оксид, Cr(OH)3 – получают обменной реакцией:
Сr2SO 4+ 6NaOH = 2 Cr(OH)3 + 3Na2 SO4
Cr (OH) 3 - легко растворим в кислотах и щелочах:
Cr(OH) 3 + NaOH Nа3 [Cr (OH)6] NaCrO2 + H2 O.
Гексагидроксохромат хромит
натрия натрия
Cr(OH) 3 + 3HCl = CrCl3 +3 H2 O.
В щелочной среде в присутствии окислителей Cr+3 легко окисляется до Cr+6, так, при сплавлении Cr2O3 со смесью Na2CO3 с KNO3 или KClO3 образуются хроматы:
Cr2O3 + 3KNO3 + 2Na2CO3 =Na2CrO4 + 3KNO3 + 2CO2
При действии сильных окислителей в щелочной среде соединения Cr+3 могут быть окислены до Cr+6 и в растворе:
2NaCrO2 +3Br2 + 8NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaBr + 4H2 O.
Для соединений Cr+3 характерна склонность к образованию комплексных соединений с координационным числом, равным 6. В качестве лигандов могут выступать молекулы H2O, NH3, NO, NO2 и ионы CN-, Cl-, SO4-2. Соединения Cr+3 имеют зелёную или фиолетовую окраску в зависимости от степени гидратации. Из солей Cr+3 самыми распространенными являются хромокалиевые квасцы KCr(SO4) 2•12 H2O – cинефиолетовые кристаллы, применяются для дубления кожи, в текстильной промышленности. Как протрава при крашении.
Соединения Cr+6. СrO3 - хромовый ангидрид (очень ядовит!) ему отвечают хромовая H2CrO4 и двухромовая H2Cr2O7 кислоты. Обе кислоты очень сильные, но существуют только в растворе, соли их – хроматы и дихроматы - достаточно устойчивы.
2 СrO 3 + 2 H2 O 2 H2 CrO4 H2Cr2 O 7 +H2 O
Хромат могут переходить в дихроматы в кислой среде, и, наоборот, в щелочной – дихроматы переходят в хроматы:
Cr2 O 72- + 2OH - - 2CrO 42- + H2 O
оранжевый, жёлтый
2 CrO 42- +2H+ Cr2 O 72- + H2 O
В окислительно – восстановительных реакциях соединения Cr+6 являются окислителями:
Cr+6 + 3е = Cr+3
Большинство хроматов двухвалентных металлов нерастворимо в воде и используется в качестве красок : SrCrO4 - стронциановая жёлтая, CdCrO4 - кадмий жёлтый, BaCrO4 - бариевая жёлтая, PbCrO4- жёлтый крон.
Экспериментальная часть
ОПЫТ 1. Получение Cr2O3.
Растереть в мелкий порошок и поместить в цилиндрическую пробирку (1/8 её объёма) дихромат аммония (NH4)2Cr2O7 .Закрепить в штативе пробирку вертикально и нагревать её. Что наблюдается? Написать уравнение реакции.
ОПЫТ 2. Получение гидроксида Cr+3 и изучение его свойств.
Получить в двух пробирках гидроксид Cr+3 взаимодействием раствора соли Cr+3 (4 – 6 капель) с 2н раствором щелочи (2 – 4 капли). В одну пробирку с гидроксидом хрома добавить по каплям 2н раствора HCl, а в другую – 2н раствора щелочи до растворения осадка. Полученный хромит сохранить до следующего опыта. Составить уравнения соответствующих реакций.
ОПЫТ 3. Гидролиз солей.
Испытать действие раствора сульфата хрома на лакмус. Что наблюдается? Составить уравнение реакции гидролиза сульфата хрома.
Пробирку с раствором хромита щелочного металла (из оп.2) нагреть до выпадения осадка гидроксида хрома. Написать в молекулярной и ионной формах уравнения реакций гидролиза хромита щелочного металла.
ОПЫТ 4. Окисление Cr+3 до Cr+6.
Получить хромит щелочного металла, как указано в опыте 2. К полученному раствору добавить 1 – 2 капли щёлочи и 3 – 5 капель 3% раствора пероксида водорода (или бромной воды). Нагревать смесь до перехода зелёной окраски в жёлтую, что указывает на образование хромата. Составить уравнение реакции.
ОПЫТ 5. Взаимные переходы хроматов в дихроматы.
К раствору хромата калия (4 – 6 капель) прибавить по каплям 2н раствор серной кислоты. Отметить изменение окраски раствора, составить уравнение реакции. К раствору дихромата калия (4-6 капель) прибавлять по каплям раствор щелочи до изменения окраски. Составить уравнение реакции в молекулярной и ионной форме.
ОПЫТ 6. Получение малорастворимых хроматов.
В три пробирки с раствором хромата калия (4-6 капель) прибавить 4-6 капель растворов: в первую – хлорида бария, во вторую – нитрата серебра, в третью – нитрата свинца. Отметить цвета осадков. Написать в молекулярной и ионной форме уравнения реакций.
ОПЫТ 7. Окислительные свойства дихромат - иона.
а) К 5-7 каплям раствора дихромата калия, подкисленного 2н раствором Н2SO4 (3-4 капли) добавить несколько кристаллов сульфита натрия Na2SO3. Как изменяется цвет раствора?
б) К 2-3 каплям раствора К2Cr2O7 прибавить 5-6 капель концентрированной соляной кислоты. Смесь нагреть до изменения окраски. Как изменился цвет раствора? Какой газ выделился в результате реакции?
Для проделанных опытов написать уравнения реакций. Сделать вывод о свойствах соединений хрома Cr+6.
Лабораторная работа 4
СОЕДИНЕНИЯ МАРГАНЦА
Цель работы: изучить свойства марганца и его соединений.
Основные понятия
Марганец, технеций и рений (Mn, Tc, Re) составляют 7В подгруппу - d - элементов периодической системы, являются электронными аналогами с конфигурацией (n-1)d5ns2. Относительная устойчивость этих элементов объясняется тем, что d - подуровень наполовину заполнен электронами. Валентными у Mn, Tc, Re являются (n-1)d5ns2 электроны, максимальная валентность равна 7; для марганца возможны и другие валентные состояния: 2, 3, 4, 6, 7. Для Тc устойчивой является высшая валентность 7, для Re - 2, 4, 7.
Наиболее важным элементом этой подгруппы является марганец. Тс в природе не встречается, он получен в результате ядерных реакций. Re –очень редкий элемент, находит применение в последнее время в катализе, технике высоких температур. В ряду Mn, Тс, Re увеличиваются температуры плавления, кипения, плотность. Химическая активность в этом ряду понижается. Электронный потенциал Mn E =-1,179В, Tc и Re имеют положительные значения потенциалов.
В компактном состоянии Мn вполне устойчив при обычных условиях, так как покрывается оксидной пленкой, предохраняющей его от дальнейшего окисления. Марганец является достаточно активным металлом, особенно в раздробленном состоянии и, поэтому, легко окисляется различными окислителями при нагревании: кислородом, серой, галогенами.
Mn+ O2= MnO2 ; Mn + Cl2 =MnCl2; Mn +S =MnS
При высоких температурах Mn взаимодействует с азотом, образуя различные по составу нитриды, с углеродом образует многочисленные карбиды переменного состава, например, Mn3C, обладает очень высокой твёрдостью сопротивлением к износу. Марганец энергично реагирует с разбавленными HCl, Н2SO4 с выделением водорода:
Mn +2H+ Mn2+ + H2
В высокодисперсном состоянии при нагревании реагирует даже с водой:
Mn +2HOH Mn(OH) 2 + H2
Концентрированные HNO3 и Н2SO4 окисляют марганец до Mn2+:
3 Mn + 8HNO3(конц) = 3Mn(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Mn + 2Н2SO4 (конц) =MnSO4 + SO2 + 2H2O
На рений HCl, HF и разбавленная Н2SO4 не действуют. Рений растворяется только в концентрированной азотной кислоте:
3Re + 7HNO3 = 3HReO4 + 7NO + 2H2 O
Рениевая кислота
Марганец, в отличие от рения, со щелочами не взаимодействует. Рений в присутствии окислителей растворяется в щелочах с образованием солей рениевой кислоты – перренатов:
2Re + 2KOH +7/2 O2 = 2KReO4 +H2 O
Марганец образует ряд оксидов с различной степенью окисления, характер которых меняется от основного(MnO) через амфотерный (MnO2) до кислотного (Mn2O7). Оксидам отвечают соответствующие гидроксиды.
Mn2+O Mn2+2O3 Mn4+O2 [Mn6+О3] Mn 27+O7
Основной основной амфотерный кислотный кислотный
Mn(OH )2 Mn(OH )3 Mn(OH ) 4 H2MnO4 HMnO4
Усиление основных свойств
усиление кислотных свойств
Соединения Mn2+. MnO – зеленоватый порошок переменного состава, темп. плавл. = 1780оС, обладает полупроводниковыми свойствами, в воде не растворим. Его получают восстановлением водородом высших оксидов. Mn(OH )2 получают обменной реакцией:
MnCl2 + 2NaOH = Mn(OH ) 2 + 2NaCl
Mn(OH )2 - основной гидроксид, основные свойства выражены слабо, легко растворяется в кислотах:
Mn(OH ) 2 + Н2SO4 = MnSO 4 + 2H2 O
Соли Mn2+ являются восстановителями в щелочной и нейтральной средах, в кислой среде они весьма устойчивы.
Соединения Mn+3 неустойчивы, в кислых растворах восстанавливаются до Mn2+, т. е. являются окислителями. Соединения Mn3+ могут существовать только в неводных средах или кристаллах.
Mn2O3 - оксид со слабо выраженными основными свойствами, Mn2O3 получают прокаливанием MnO2 :
MnO 2 Mn2O3 + O2
Соединения Mn+4. Известно только одно устойчивое соединение – MnO2, встречается в природе в виде минерала пиролюзита. MnO2 - коричневый порошок, не растворимый в воде, амфотерный оксид, проявляет слабые кислотные и основные свойства.
Mn(OH)4 – соединение неустойчивое, легко дегидратируется, переходя в MnO2 проявляет слабые амфотерные свойства, образуя 2 ряда солей:
Mn(OH)4 + 2Н2SO4 = Mn (SO4) 2 + 4H2 O
Mn(OH) 4 + KOH K2 MnO3 +H2 O
Соль метамарганцоватистой кислоты
K4 MnO4
Соль ортомарганцоватистой кислоты
Н2 MnO3 - метамарганцоватистая кислота
Н4 MnO4 – ортомарганцоватистая кислота
Соли этих кислот называются орто - и метаманганиты, неустойчивы, легко гидролизируются.
Соединения Mn+4 являются сильными окислителями.
Mn+4 + 2e Mn+2
MnO2 +4HCl = MnCl2 +Cl02 + 2H2 O
Восстановительные свойства Mn+4 проявляет только с более сильными окислителями (KClO3, PbO2 и др.)
3MnO2 + KClO3 +6KOH = 3K2 MnO4 +KCl +3H2 O
2Mn4+O2 +3Pb4+O2+6 HNO3 = 2 НMn+7O4 +3Pb(NO3) 2 +2 H2 O
(восстановитель) Mn+4 - 3e = Mn7+
(окислитель) Pb+4 + 2e = Pb2+
Эта реакция является качественной на марганец!
Соединения Mn6+ неустойчивы, в водных растворах имеют изумрудно – зелёную окраску, быстро исчезающую. Все производные Mn6+ являются сильными окислителями и легко восстанавливаются в щелочной среде до Mn4+O2 , в кислой - до Mn2+. С другой стороны, при действии сильных окислителей, соединения Mn6+ могут быть восстановителями, окисляясь до солей (Mn7+) марганцовой кислоты:
Mn+6 - 1e = Mn7+
2K2MnO4 + Сl 2 = 2K MnO4 +2KCl
К соединениям Mn6+ относится [Mn6+O3] – марганцовый ангидрид, Н2MnO4 – марганцовистая кислота, которые в свободном состоянии не выделены из – за их неустойчивости. Соли марганцовистой кислоты – манганаты – получают окислением металлического марганца, MnO2 в присутствии кислорода воздуха или других окислителей:
2 Mn4+O2 +O 2 + 2Na2CO 3 = 2Na2MnO4 + 2CO2
В щелочной среде манганаты устойчивы, в кислой и нейтральной – диспропорционируют: Mn6+ Mn7+ + Mn4+
Соединения Mn7+. К ним относятся марганцовый ангидрид Mn2O7, марганцовая кислота НMnO4, соли марганцовой кислоты – перманганаты.
Mn2O7 – кислотный оксид, маслянистая жидкость буро – зеленого цвета, чрезвычайно сильный окислитель. При нагревании разлагается со взрывом, восстанавливаясь до MnO2+ O 2.
В воде Mn2O7 растворяется: Mn2O7 + H2O = 2 НMnO4
Mn2O7 получают действием на KMnO4 конц. Н2SO4:
KMnO4 + Н2SO4 конц = Mn2O7 + K2SO4 + H2O
НMnO4 может быть получена окислением солей марганца (2) диоксидом свинца в среде HNO3 или Н2SO4. Реакция очень чувствительна и также применяется для открытия марганца:
2 Mn2+(NO3)2 + 5PbO 2 +6HNO3= 2НMnO4+5Pb(NO3) 2 +2H2 O
Марганцовая кислота НMnO4 сильная, существует только в растворах, красно – фиолетовая цвета, с концентрацией не более 20%, сильный окислитель. Соли марганцовой кислоты называются перманганатами. Кроме AgMnO4 все они растворимы, в воде дают малиново-красные или фиолетовые растворы. Наибольшее практическое значение имеет перманганат калия KMnO4, который применяется в качестве окислителя органических соединений, а также для отбеливания льна и шерсти, обесцвечивании эфирных и растительных масел, жиров и т. п.
Соединения Mn7+ проявляют только окислительные свойства, причем, в зависимости от рН среды, в которой ведется окислительно-восстановительный процесс, глубина продуктов восстановления будет различной:
в кислой среде: Mn7+O4– + 5e + 8H = Mn2+ + 4H2O
в нейтральной: Mn7+O4 – + 3e + 2H2 O = Mn4+O2 + 4OH-
в сильной щелочной: Mn7+O4– + 1e = Mn6+O2-4
При нагревании безводного КМnO4 до 2500 он разлагается с выделением кислорода, а при растирании с серой или фосфором – взрывается:
2 KMn7+O4 = K2 MnO4 + Mn4+O2 +O2
Экспериментальная часть
ОПЫТ 1. Получение гидроксида Mn2+.
Ввести в пробирку 5-6 капель раствора соли Mn2+ и 4-5 капель 2н раствора щелочи. Отметить цвет осадка. Размешать осадок стеклянной палочкой и отметить побурение вследствие окисления кислородом воздуха. Написать уравнения реакций.
ОПЫТ 2. Окисление солей двухвалентного марганца.
Внести в пробирку 3 капли раствора соли Mn2+ и 4 капли 2 н раствора едкого кали. К полученному осадку гидроксида марганца(П) добавить 6-7 капель бромной воды. Отметить изменение цвета осадка вследствие образования диоксида марганца.
В чистую пробирку поместить 1 каплю раствора соли Mn2+ и 5-6 капель 2н раствора азотной кислоты. Добавить микрошпателем немного РвО2. Что наблюдается? Написать уравнения химических реакций, расставить коэффициенты, составить электронные уравнения для окислителя и восстановителя.
ОПЫТ 3. Окислительные и восстановительные свойства диоксида марганца.
В пробирку поместить 1 микрошпатель диоксида марганца и 2-3 капли соляной кислоты (пл.1,19 г/мл). По цвету и запаху определить, какой газ выделяется.
В тигель положить кусочек едкого кали и столько же кристаллического нитрата калия. Нагреть тигель до расплавления смеси. Не прекращая нагревания, добавить в расплав очень небольшое количество диоксида марганца. Отметить окраску полученного расплава. К полученному расплаву после охлаждения тигля добавить до половины его объема воды и, перемешивая стеклянной палочкой, растворить расплав. Полученный раствор манганата перенести пипеткой в три пробирки, по 5-6 капель в каждую. В водном растворе происходит медленное разложение манганата. Составить уравнения реакций.
ОПЫТ 4. Разложение перманганата калия при нагревании.
Поместить 3-4 кристаллика КМnО4 в цилиндрическую пробирку, которую укрепить в штативе горизонтально. Осторожно нагревать до полного разложения КМnО4 на диоксид марганца, манганат калия и кислород. Выделение кислорода проверить тлеющей лучинкой. После охлаждения пробирки к сухому остатку добавить 5-6 капель воды. Какой цвет имеет раствор? Какое вещество находится в осадке? Написать уравнение реакции.
ОПЫТ 5.Окислительные свойства перманганата калия.
В три пробирки внести по 4-6 капель раствора КМnО4. В одну пробирку добавить 4 капли 2н раствора серной кислоты, в другую - столько же воды, в третью – 4-5 капель 2н раствора щелочи. Во все три пробирки прибавить по 1 микрошпателю кристаллического сульфита натрия или калия. Отметить изменение первоначальной окраски раствора в каждом случае. Чем это вызвано? Составить уравнения реакций, расставить коэффициенты.
Лабораторная работа 5
АЗОТ. АММИАК
Цель работы: изучить свойства азота и аммиака.
Основные понятия
 |
Структура наружного квантового слоя азота 1s22s22p3. На атомных орбиталях электроны располагаются следующим образом:
В молекуле азота N2 три ковалентные связи (одна σ- и две π- связи). Молекула очень прочна, энергия связи равна 941,7 кДж/моль. Получают азот в лаборатории при термическом разложении нитрита аммония:
NH4NO2 = N2 + 2 H2O.
В молекуле аммиака азот находится в состоянии sp3 – гибридизации, образует 3 σ – связи с водородом. Наличие неподеленной пары электронов обуславливает донорные свойства аммиака и склонность к образованию комплексных соединений.
Аммиак легко образует соли аммония по схеме:
Аммиак является хорошим лигандом и образует прочные комплексные аммиакаты. Соли аммония термически неустойчивы и при слабом нагревании разлагаются с выделением аммиака.
Экспериментальная часть
Исследования проводят полумикрометодом. Растворы отбирают пипеткой, сухие реактивы – микрошпателем. Осадок от раствора отделяют центрифугованием.
ОПЫТ 1. Получение азота.
Смешайте в пробирке по 6 капель насыщенных растворов нитрита калия и хлорида аммония. Смесь осторожно нагрейте до начала реакции. Введите в выделяющийся газ горящую лучину. Что наблюдается?
Составьте уравнения происходящих реакций.
ОПЫТ 2. Получение аммиака.
К 5-6 каплям хлорида или сульфата аммония прилейте равный объем раствора едкого калия и нагрейте до кипения. Полоску фильтровальной бумаги, смоченную фенолфталеином, подержите в парах у отверстия пробирки. Что наблюдается?
Составьте уравнения происходящих реакций.
ОПЫТ 3. Свойства аммиака.
а) К нескольким каплям водного раствора аммиака прилейте 1– 2 капли раствора фенолфталеина. Что наблюдается?
б) К 3-4 каплям разбавленной серной кислоты, подкрашенной лакмусом, прилейте по каплям раствор аммиака до изменения цвета раствора. Напишите уравнение реакции.
в) К нескольким каплям раствора сульфата меди прибавьте столько же разбавленного раствора едкого натра или калия. К полученному осадку добавьте некоторый избыток раствора аммиака. Что наблюдается? Напишите уравнение реакций.
г) К 3-4 каплям бромной воды добавьте по каплям раствор аммиака. Какой газ выделяется? Добавляя избыток аммиака, обратите внимание на образование белого дыма. Объясните происходящие процессы. Напишите уравнение происходящих реакций.
ОПЫТ 4. Свойства солей аммония.
а) Поместите в пробирку немного твердого хлорида аммония и нагрейте. Обратите внимание на запах выделяющегося газа. Почему на холодных стенках верхней части пробирки образуется белый налет? Напишите уравнение реакции.
б) Поместите в сухую пробирку 3-4 кристалла дихромата аммония и нагрейте. Как только начнется разложение соли, нагревание прекратите. Что наблюдается? Напишите уравнение реакции.
Лабораторная работа 6
КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ АЗОТА
Цель работы: изучить свойства и способы получения оксидов азота, свойства азотистой и азотной кислот.
Основные понятия
Азот образует с кислородом следующие оксиды: N2O, NO, N2O3, NO2 и N2O5. N2O – безразличный оксид. Это газ, умеренно растворимый в воде. При обычной температуре мало реакционноспособен; при повышенной температуре разлагается на кислород и азот:
|
2N2O 2N2 + O2
NO – безразличный оксид. Получают его при действии 33-%-ной азотной кислоты на медь по схеме:
3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O.
Молекула NO обладает нечетным числом электронов, у нее есть один непарный электрон, она имеет ненасыщенный характер. Это проявляется в ее склонности к комплексообразованию с ионами некоторых металлов. Так, при пропускании NO в раствор FeSO4, последний окрашивается в бурый цвет вследствие образования соединения [Fe(NO)]SO4
NO + FeSO4 = [Fe(NO)]SO4
При нагревании это соединение распадается, окраска исчезает.
Молекула NO в качестве нейтрального лиганда входит в состав нитропруссидов, из которых в химическом анализе применяется нитропруссид натрия Na2[Fe(CN)5NO].
Оксид азота (П) легко окисляется кислородом воздуха с образованием диоксида:
2NO + O2 = 2NO2
NO2 – бурый газ. При температуре ниже 1400С идет процесс димеризации NO2, который заканчивается при -110С с образованием N2O4 (бесцветное соединение). В воде NO2 диспропорционирует:
2 NO2 + H2O = HNO3 + HNO2
Аналогично происходит реакция с растворами щелочей: NaOH; KOH; Ca(OH)2; Ba(OH)2.
Например:
2 NO2 + 2 NaOH = NaNO2 + NaNO3 + H2O,
N2O3 – азотистый ангидрид. Это сине-голубая жидкость, неустойчива. При растворении в воде образует слабую азотистую кислоту (К= 5 • 10-4). HNO2 неустойчива, легко разлагается по схеме:
2HNO2 = NO + NO2 + H2O
Соли азотистой кислоты – нитриты являются хорошими восстановителями. В качестве окислителей используют хлораты, перманганаты, дихроматы. Например:
2KMnO4 + 5NaNO2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5NaNO3 + K2SO4 + 3H2O
По отношению к сильным восстановителям (I–, S2–, Fe2+) нитриты в кислой среде проявляют окислительные свойства. Например:
2NaNO2 + 2NaI + 2H2SO4 = 2NO + I2 + 2Na2SO4 + 2H2O
Способность нитрит-ионов обесцвечивать перманганат-ионы в кислой среде и выделять йод из подкисленных растворов йодидов (окрашивание раствора йодом) позволяет применять эти реакции для качественного обнаружения нитрит-ионов и различия между ними и нитрит-ионами.
Азотная кислота и нитраты – наиболее важные кислородные соединения азота. HNO3 является сильным окислителем. Окончательными продуктами ее восстановления является различные соединения азота.
Последовательный ряд восстановления азотной кислоты:
HNO3 – NO2 – NO – N2O - N2 – NH3(NH4NO3)
 |
Уменьшение концентрации кислоты, увеличение активности металла
Некоторые металлы (Al, Fe, Cr, Bi) устойчивы по отношению к холодной концентрированной азотной кислоте, так как при контакте с HNO3 на их поверхности образуются оксидные пленки.
Нитраты хорошо растворимы в воде. При нагревании нитраты подвергаются термическому разложению с образованием кислорода и являются поэтому окислителями. Характер продуктов разложения зависит от природы металла, образующего нитрат. Нитраты металлов, стоящих в ряду стандартных электродных потенциалов до Mg, образуют нитриты и кислород:
2KNO3 = 2KNO2 + O2.
Нитраты металлов в ряду стандартных электродных потенциалов от Mg до Cu разлагаются до оксидов металлов по схеме:
2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2 + O2.
Нитраты малоактивных металлов, стоящих после меди, разлагаются до металла. Например:
2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2
Экспериментальная часть
ОПЫТ 1. Получение и свойства оксида азота (II) – NO.
Поместите в пробирку с газоотводной трубкой 3-4 кусочка медной проволоки, 4-6 капель разбавленной азотной кислоты (ρ=1,2 г/мл) и слегка нагрейте.
Часть выделяющегося газа соберите в пробирку над водой, другую часть пропустите в пробирку с 5-6 каплями раствора FeSO4. Как изменится окраска раствора FeSO4 при поглощении им оксида азота? Обратите внимание на изменение окраски раствора при нагревании. Напишите уравнение реакции образования и разложения комплексного соединения.
Пробирку, заполненную NO, закройте пальцем, переверните отверстием вверх и, поместив на фоне белой бумаги, отнимите палец. Что наблюдается?
Составьте уравнения происходящих реакций.
ОПЫТ 2. Получение и свойства диоксида азота NO2.
На медную стружку в пробирке подействуйте 8-10 каплями концентрированной азотной кислоты (ρ=1,4 г/мл). Закройте пробирку газоотводной трубкой и пропустите выделяющийся газ в пробирку, наполненную до половины холодной водой.
К 1/3 полученного раствора диоксида азота добавьте 1-2 капли раствора лакмуса. Что наблюдается?
Для доказательства наличия в растворе азотистой кислоты необходимо к части раствора добавить по каплям сильно разбавленный раствор KMnO4. Что наблюдается?
Другую часть раствора NO2 хорошо прокипятить. С помощью лакмусовой бумажки убедитесь в наличии кислотных свойств. При добавлении раствора перманганата калия убедитесь, что раствор не проявляет восстановительные свойства. Что произошло в растворе с азотистой кислотой после кипячения? Написать уравнения всех происходящих реакций.
ОПЫТ 3. Получение азотистой кислоты.
К 2-3 каплям 2н раствора нитрита натрия прилейте по каплям 2н раствор серной кислоты. Обратите внимание на цвет раствора и на выделение газа. Какое окрашенное соединение при этом образуется? Напишите уравнение реакции.
ОПЫТ 4. Свойства нитритов.
а) К 2-3 каплям раствора йодида калия, подкисленного разбавленной серной кислотой, прилейте столько же раствора нитрита натрия, 1-2 капли бензола, хорошо взболтайте. Что наблюдается? Напишите уравнение реакции. Какие свойства проявляют нитриты?
б) К 3-4 каплям раствора нитрита калия, подкисленного серной кислотой (2-3 капли раствора H2SO4), добавить 1-2 капли раствора KMnO4. Что происходит? Напишите уравнение реакции.
Сделайте аналогичный опыт с дихроматом калия. Какие свойства в этих реакциях проявляет нитрит калия?
ОПЫТ 5. Окислительные свойства азотной кислоты. (Все опыты проводить в вытяжном шкафу).
а) Поместите в две пробирки немного медных стружек. В одну из пробирок прилейте 5-6 капель концентрированной азотной кислоты, в другую - разбавленную азотную кислоту (1:1). Что наблюдается в каждой из пробирок? Какой газ выделяется? Составить уравнения происходящих реакций.
б) Поместите в одну пробирку кусочек цинка, в другую – магниевой ленты и в каждую добавьте по 5-6 капель разбавленного раствора азотной кислоты (2н). Что наблюдается? Доказать наличие во второй пробирке нитрата аммония. Составить уравнение происходящих реакций.
Сделать вывод о характере продуктов восстановления азотной кислоты в зависимости от ее концентрации и активности металла.
ОПЫТ 6. Окислительные свойства селитры.
Сухую пробирку укрепите вертикально в зажиме штатива и всыпьте в нее 1-2 г селитры (KNO3 или NaNO3). Под пробиркой поместите асбестовую сетку. Осторожно, обогревая пробирку, расплавить соль. Когда соль расплавится и начнут выделяться пузырьки газа, взять щипцами кусочек угля, зажечь его и внести в пробирку. Отставить горелку. Когда почти весь уголек сгорит, внести в пробирку кусочек серы.
Написать уравнения реакций: а) горения угля в селитре; б) горения серы в селитре.
Вопросы для самопроверки
1. Составить электронную формулу атома азота и указать возможные состояния окисления.
2. Какое строение имеет молекула аммиака с позиций метода ВС? Чем объясняется склонность аммиака к комплексообразованию?
3. Как объяснить хорошую растворимость в аммиаке труднорастворимых веществ AgCl, Zn(OH)2, Cu(OH)2 и т. д.?
4. Укажите качественную реакцию для открытия иона аммония в растворе.
5. Какова функция аммиака в окислительно-восстановительных реакциях?
6. Как получить нитрат аммония NH4NO3 имея воду и воздух?
7. Составить энергодиаграмму молекулы NO. Указать свойства молекулы NO и объяснить ее склонность к комплексообразованию.
8. Какова функция в окислительно-восстановительных реакциях нитритов? Возможно ли существование в растворе следующих веществ:
а) NaNO2 + KI+ H2SO4;
б) NaNO2 + KMnO4 + H2O;
в) NaNO2 + Na2SO3;
г) NaNO2 + KOH;
д) NaNO2 + HCl?
9. Укажите аналитическую реакцию для обнаружения в растворе нитрит-иона NO2–.
10. Почему нитриты имеют щелочную реакцию среды?
11. Что происходит при пропускании NO2:
а) через воду;
б) через водный раствор щелочи?
ЛИТЕРАТУРА
1. Ахметов и неорганическая химия / . М.: Высшая школа, 19с.
2. Глинка химия: 24-е изд., исправл. / . М.: Химия, 19с.
3. Степин химия / , . М.: Химия, 19с.
ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ
Методические указания
к выполнению лабораторных работ
по дисциплине «Общая и неорганическая химия»
Составили: РЯБУХОВА Татьяна Олеговна
ОКИШЕВА Наталья Анатольевна
Рецензент
Редактор
