Демонстрировать опыт в вытяжном шкафу.
Налейте в 1/3 пробирки раствор йодида калия и пропустите через него газообразный хлор, полученный действием на диоксид марганца концентрированной соляной кислоты в колбе Вюрца. Наблюдайте появление, а затем исчезновение темно-бурой окраски йода. Окраска исчезает вследствие дальнейшего окисления йода хлором до бесцветной йодноватой кислоты - HIO3.
Напишите уравнения реакций и электронные уравнения к ней.
Опыт 3. Получение и свойства хлористого водорода (Тяга!)
В пробирку насыпьте до четверти объема хлористого натрия, слегка смочите водой и прилейте серной кислоты (1 : 2). Пробирку закройте пробиркой с газоотводной трубкой и укрепите наклонно в штативе. Конец газоотводной трубки опустить в сухую пробирку до дна. Пробирку закройте тампоном из ваты и слегка нагрейте реагирующую смесь. Когда из пробирки пойдет «дым», нагревание прекратите, уберите ватный тампон и газоотводную трубку. Тотчас же отверстие пробирки закройте пальцем, и перевернув ее верх дном, погрузите сосуд с водой. Вода в пробирке поднимается. Объясните это явление. Снова закройте пробирку под водой пальцем и выньте ее. Полученный раствор испытайте на синий лакмус или метилоранж.
Опыт 4. Получение и свойства брома.
а) В сухую пробирку поместите немного смеси, составленной из равных частей металлов бромида натрия (или бромида калия) и диоксида марганца. Смесь обработайте разбавленной серной кислотой и слегка нагрейте. Отметьте цвет выделяющихся паров брома и напишите уравнения реакций, электронные уравнения.
б) Налейте в пробирку немного хлорной воды и прибавьте 2н раствор едкого натра. Объясните исчезновение окраски брома и составьте уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.
Опыт 5. Получение и свойства йода.
а) Опыт выполнить аналогично 4 опыту, взяв смесь йода калия с диоксидом марганца. Наблюдайте на белом фоне выделения паров йода, отметив цвет, а их конденсацию в кристаллики (цвет) на холодных частях пробирки.
Напишите уравнения реакций и электронные уравнения к ней.
б) Сравните растворимость йода в воде, этиловом спирте, в водном растворе йодида калия.
Вывод: йод легко растворяется KI в результате образования комплексного соединения
I2 + KI = K[I3].
Сопоставить цвет паров йода с цветом его водного, спиртового растворов.
в) В пробирку с йодной водой прилейте 2-3 капли крахмального клейстера. В какой цвет окрашивается жидкость? Что происходит при ее нагревании, охлаждении? Чем это объяснить?
г) К водному раствору йода прибавьте 10 капель бензола и сильно взболтайте. Опишите результат опыта.
Опыт 6. Сравнение восстановительных свойств галогеноводородов (Тяга!)
В три пробирки поместите равные количества хлорида калия (натрия), бромида калия (натрия), йодида калия (натрия) и прилейте несколько капель концентрированной серной кислоты. Что выделяется? Почему во второй и третьей пробирках, помимо бромистого и йодистого водорода образуются свободный бром и йод?
Напишите уравнения реакций образования галогеноводородов, а также реакции окисления HBr и HI серной кислотой, учитывая, что серная кислота (в зависимости от температуры и др. факторов) может восстанавливаться до сернистого газа или даже до сероводорода и электронные уравнения к ним.
Опыт 7. Реакции обнаружения ионов Cl-, Br -, I-.
В три пробирки прилейте равные количества NaCl, NaBr, KI. В каждую пробирку 3-4 капли азотнокислого серебра. Запишите цвета осадков. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций. Выясните, растворяются ли осадки в азотной, серной кислотах и в растворе аммиака.
Вопросы и задачи:
1. Составьте уравнения реакций взаимодействия хлора с водой и укажите, какие вещества находятся в хлорной воде.
2. Каким способом получают галогены в свободном виде?
3. Что такое средство к электрону и как оно изменяется при переходе от фтора к йоду.
4. При помощи каких реакций можно отличить раствор бромистого калия от раствора йодистого калия?
5. Расположить галогены по их возрастающей окислительной активности.
6. Сколько получится хлористого водорода по весу и объему (н. у.) из 128,7г поваренной соли при действии на нее избытка серной кислоты?
7. Какой из галогеноводородов HCl, HBr, HI проявляет более сильные восстановительные свойства и почему?
8. Какой объем хлора (н. у.) может быть поглощен раствором, содержащим 168г едкого калия?
9. Сколько грамм бертолетовой соли KClO3 можно получить при пропускании хлора через горячий раствор, содержащий 168г едкого калия?
10. Дайте названия соединениям KClO3, Ca(OCl)2, CaCl2, NaClO4 и определите степени окисления хлора в них.
11. Почему соли хлорноватистой кислоты проявляют отбеливающие свойства, а соли хлорноватой кислоты нет?
12. Подберите коэффициенты путем составления электронных уравнений и укажите, что является окислителем, а что восстановителем в следующих уравнениях реакций:
K2Cr2O7 + HCl CrCl3 + Cl2 + KCl + H2O,
Ca(OH)2 + Cl2 Ca(ClO)2 + CaCl2 + H2O,
I2 + Cl2 + H2O HCl + HIO3,
HClO3 + H2SO3 HCl + H2SO4,
FeCl3 + HI FeCl2 + Cl2 + HCl,
KIO3 + KI + H2SO4 K2SO4 + I2 + H2O.
13.Напишите формулы гипохлорита магния, хлорида аммония, хлората натрия, перхлората аммония.
14.Как меняются окислительные свойства кислородных кислот хлора с увеличением степени окисления хлора?
15.Что называют возгонкой (сублимацией)?
16. Почему в щелочной среде действием хлора нельзя окислить йодид до свободного йода?
17.Сколько см3 5% раствора KBrO3 (ρ = 1,04г/см3) потребуется для окисления 50см3 0,75М сернокислого раствора сульфата железа (II)?
Лабораторная работа №9.
Взаимодействие металлов с кислотами и щелочами.
Химические свойства металлов определяются строением их атомов. Атомы металлов легко отдают электроны, превращаюсь в положительные ионы и проявляя при этом восстановительные свойства. Схематически этот процесс можно изобразить так:
Me Men+ + ne-.
Мерой прочности связи электронов в атомах являются величины ионизационных потенциалов. Химическую активность металлов в окислительно-восстановительных реакциях, протекающих в водной среде, характеризует ряд напряжений, в котором металлы расположены в порядке убывания их восстановительных свойств.
1. Окисление металлов ионом H+.
Реакция
Me + nH+ Men+ + n/2H2
для металлов, располагающихся в электрохимическом ряду напряжений левее водорода, должна иметь положительный потенциал Е0 при условии, что концентрация кислоты достаточно высока. На основании термодинамических данных следует ожидать, что щелочные металлы будут легко окисляться ионами водорода. И действительно, концентрация ионов H+ (в воде [H+]= 10-7 или менее этого) вполне достаточна для окисления щелочных металлов. В кинетическом отношении подобные реакции также протекают достаточно легко, а часто даже со взрывом, как это, например, имеет место в реакции натрия с водой
2Na0 + 2H2O = 2Na+ + 2OH - + H2 .
Пользуясь данным методом окисления металлов, следует избегать анионов, образующих с ними нерастворимые соединения. Например, при взаимодействии свинца с хлористоводородной кислотой образуется нерастворимый осадок PbCl2, а при взаимодействии железа с ортофосфорной кислотой – осадок FePO4. Осаждение этих продуктов на поверхности еще не прореагировавшего металла останавливается или замедляет дальнейшую реакцию. Металлы, расположенные в электрохимическом ряду правее водорода, не могут быть окислены в измеримых количествах ионами водорода.
2. Окисление металлов серной кислоты.
В водных растворах серной кислоты ион SO42- устойчив и окислительные свойства проявляет ион водорода Н+, поэтому для взаимодействия металлов с разбавленной серной кислотой справедливо все вышесказанное об окислении ионом H+.
Концентрированная серная кислота – сильный окислитель, особенно при высоких температурах. Окисляет C до СO2, S до SO2, HI и HBr – до свободных галогенов (I2 и Br2). Серная кислота окисляет многие металлы (например Cu, Ag, Hg и др.). Однако такие металлы, как Au, Pt, Se и др. устойчивы по отношению к ней.
Проявляя окислительные свойства, серная кислота, в зависимости от условий (концентрации кислоты, активности металла, температуры) восстанавливается следующим образом:
SO42- + 2e + 4H+ = SO2 + 2H2O,
SO42- + 6e + 8H+ = S0 + 4H2O,
SO42- + 8e + 10H+ = H2S + 4H2O.
При взаимодействии малоактивных металлов, а также металлов средней активности(Cu, Hg, Ag, Sn, Sb, Bi, Fe, Mn, Pb и др.) с концентрированной H2SO4 продуктом восстановления является SO2, например
Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O.
Серная кислота концентрацией выше 93% не действует на железо (пассивирует).
В случае сильных восстановителей (щелочных и щелочноземельных металлов) продуктом восстановления серной кислоты является главным образом H2S, например:
0 6+ 2- 2+
4Mg + H2SO4 + 4H2SO4 = H2S + 4MgSO4 + 4H2O.
3. Окисление металлов азотной кислотой.
Азотная кислота сильная, и кроме того, обладает резко выраженными окислительными свойствами. Состав продуктов восстановления азотной кислоты зависит от концентрации и восстановительной способности окисляемого вещества. Влияние ионов H+ на процесс видно из сравнения электродных потенциалов реакции восстановления NO3- - иона в растворах:
NO3- + H2O + e = NO2 + 2OH-, φ10 = - 0,86 в;
NO3- + 2H+ + e = NO2 + 2OH-, φ20 = 0,80 в;
Окислительная способность иона больше в кислых растворах (φ20 > φ10).
При восстановлении азотной кислоты возможны следующие изменения степени окисления азота:
NO3- + 2H+ + e = NO2 + 2H2O, (1)
NO3- + 4H+ + 3e = NO + 2H2O, (2)
2NO3- + 10H+ + 8e = N2O + 5H2O, (3)
NO3- + 10H+ + 8e = NO4+ + 3H2O. (4)
Вместе с тем, восстановления NO3- иона до элементарного азота по реакции
2NO3- + 12H+ + 10e = N2 + 6H2O, φ0 = 1,25 в.
практически не происходит, что связывают с более высокой энергией образования азота по сравнению с другими продуктами реакции.
Металлы, находящиеся в ряду напряжений правее водорода (Сu, Hg, Ag и др.), восстанавливают концентрированную азотную кислоту по схеме (1), разбавленную по схеме (2). Более активные металлы (Mg, Ca, Zn и др.) восстанавливают концентрированную азотную кислоту по схеме (3). Сильно разбавленная азотная кислота этими же металлами, а также Fe, Ni, Sn восстанавливается до аммиака, образующего с избытком азотной кислоты соли аммония (схема 4). Восстановление азотной кислоты происходит тем полнее, чем больше она разбавлена.
Поскольку процесс восстановления может идти различными путями, следует учитывать, что образующийся по той или иной схеме основной продукт реакции почти всегда содержит примеси других продуктов восстановления.
В концентрированной азотной кислоте чистое железо, хром и алюминий не растворяются по причине образования на поверхности металла плотной пленки соответствующих оксидов (явление пассивирования).
Металлы Au, Pt, Cr, Nb, Ta, W с азотной кислотой не взаимодействуют.
Состояние пассивности, появляющееся у определенных металлов, отличается тем, что металлы в этом состоянии ведут себя подобно благородным металлам. Пассивированные металлы устойчивы относительно реагентов, с которыми взаимодействует в нормальном состоянии. Они обнаруживают также более высокий потенциал растворения, чем в нормальном состоянии.
Явление пассивации объясняют по-разному. Одни приписывают его образованию оксидного поверхностного слоя, другие предполагают, что пассивность должна обуславливаться физическим применением металла, третьи считают, что пассивность вызывается тонким слоем кислорода, адсорбированного металлом; четвертые объяснят различие пассивного и активного состоянии разной электронной конфигурацией атомов или ионов, находящихся на поверхности металла.
При окислении металлов азотной кислоты образуются соли – нитраты или оксиды, если последние нерастворимы в азотной кислоте. Важнейшее свойство солей азотной кислоты – их способность разлагаться при нагревании. Получающиеся при нагревании солей продукты зависят от положения металлов в электрохимическом ряду напряжений. Схематически это можно изобразить так:
левее Mg MeNO2 + O2,
MeNO3 Mg – Cu MeO + NO2 + O2,
правее Cu Me + NO2 + O2.
где Ме – соответствующий металл.
Большинство металлов восстанавливают азотную кислоту по схеме (2). Неметаллы (сера, уголь, фосфор) окисляются азотной кислотой до соответствующих кислот (серной, угольной и ортофосфорной). Образование кислородосодержащих кислот (Re, Ge, Sn).
4. Взаимодействие металлов со щелочами.
Со щелочами могут взаимодействовать те металлы, которые образуют соединения, обладающие амфотерными свойствами. К ним относятся: Zn(OH)2, Al(OH)3, Be(OH)2, Cr(OH)3, Ge(OH)4, Sn(OH)4 …
Растворяясь в щелочах, эти металлы образуют комплексные ионы; например, растворение алюминия происходит так:
2Al + 6H2O + 6OH - = 3H2 + 2[Al(OH)6]3-.
Координационное число алюминия равно 6. Для цинка координационное число равно 4.
Zn + 2H2O + 2OH - = [Zn(OH)4]2- + H2 .
Экспериментальная часть.
Опыт 1. Отношение цинка к кислотам и щелочам.
Поместите в две пробирки по кусочку цинка (или микрошпателю цинковой пыли) и прилейте в одну десять капель соляной кислоты, а в другую столько же раствора концентрированной щелочи. Пробирку со щелочью слегка нагрейте.
1) В какой пробирке энергичнее выделяется водород?
2) О каком свойстве цинка это говорит? Составьте уравнения реакций.
3) Какие еще элементы будут иметь аналогичное поведение?
Опыт 2. Взаимодействием меди и магния с разбавленной азотной кислотой (2н).
Прилейте разбавленный раствор (2н) азотной кислоты в пробирки с медной стружкой и магнием. Пробирки слегка нагрейте. Экспериментально докажите образование нитрата аммония в пробирке с магнием. Напишите уравнения реакций.
Опыт 3. Взаимодействие концентрированной азотной кислоты с оловом и свинцом.
В две пробирки поместите кусочек олова и свинца. Добавьте несколько капель концентрированной азотной кислоты. Напишите уравнения реакций взаимодействия олова и свинца сконцентрированной азотной кислотой.
Опыт 4. Пассивируйте действие концентрированной азотной кислоты на металлы ( демонстрационный).
Обработать кусочек хрома азотной кислотой, промойте в стакане с водой (сначала водопроводной, потом дистиллированной), перенесите в пробирку с 2н раствором соляной кислоты. Растворение хрома не наблюдается.
Однако при длительном кипячении можно увидеть переход из пассивного состояния в активное, причем вытеснение водорода из кислоты, сначала еле заметное, вдруг проявляется такой силой, что вся жидкость вспенивается. Если вновь погрузить металл в азотную кислоту, выделение водорода тотчас прекратиться.
Опыт 5. Взаимодействие кадмия, меди и железа с разбавленной серной кислотой.
В три пробирки поместите несколько капель разбавленной серной кислоты.
С каким из взятых металлов разбавленная серная кислота взаимодействует? Составьте уравнения реакций.
Опыт 6. Взаимодействие цинка и меди с концентрированной серной кислотой.
1) В пробирку поместите кусочек медной стружки и налейте несколько капель концентрированной серной кислоты. Слегка подогрейте пробирку. Определите какой газ выделяется? Для этого пропустите выделяющийся газ через йодную воду. Составьте уравнения реакций.
2) В пробирку поместите кусочек цинка и прибавьте несколько капель концентрированной соляной кислоты. Слегка подогрейте пробирку и как только начнется выделение газа, определите по запаху или внесением фильтровальной бумажки, смоченной раствором соли свинца. За тем нагрейте пробирку и наблюдайте появление желтой мути. Составьте уравнения реакций.
Контрольные вопросы:
1. Как изменяется характер взаимодействия с водой s – элементов II группы при увеличении порядкового номера? Приведите уравнения реакции взаимодействия бария с водой.
2. Какая кислота является лучшим растворителем свинца и в каких условиях? Напишите уравнения реакций.
3. Реагирует ли ртуть с разбавленной и концентрированной кислотой: соляной, серной, азотной? Какие соли при этом получаются? Напишите уравнения реакций.
4. Какие продукты получаются при взаимодействии азотной кислоты различной концентрации с металлами, отличающимися восстановительной активностью? Приведите возможные уравнения реакции.
5. Чем объяснить различное отношение разбавленной и концентрированной серной кислоты с металлами? Приведите возможные уравнения реакций.
6. В виде каких ионов существует алюминий и цинк в сильнощелочных растворах?
7. Чем можно объяснить явление пассивации?
Лабораторная работа №10.
Подгруппа меди.
Элементы – медь, серебро, золото находятся в побочной подгруппе 1 группы периодической системы элементов, называемой подгруппой меди. Электронная формула атомов этих элементов … (n – 1)d10ns1, где n – номер внешнего электронного слоя.
На внешнем электронном слое у меди, серебра и золота находятся по одному электрону. Являясь восстановителями, они сравнительно легко отдают электроны, образуя положительные ионы. Медь образует два ряда соединений, в которых валентность равна +1, +2, серебро в большинстве соединений положительно одновалентна, а для золота характерно его производственные, содержащие ионы одного – и трехвалентного золота.
Катионы подгруппы меди могут присоединять к себе противоположно заряженные ионы или молекулы полярных веществ, образуя более сложные «комплексные ионы».
В комплексных ионах катионы меди, серебра и золота занимают центральное место, являясь комплексообразователями. Ионы или полярные молекулы, удерживаемые комплексообразователем, образует внутреннюю сферу комплексного соединения и называются аддендами. Число аддендов во внутренней сфере называются координационным числом комплексообразования
внешняя сфера
[Cu(NH3)4]SO4свинца и в каикх вляется лудшим растворителем я с водой.
и. Составьте уравнения реакций.
внесением фильтровальной бумажки, смоц
координационное число
адденды
комплексообразователь
Координационное число у катионов меди Сu2+ равно 4, а у катионов Cu+ и Ag+ равно 2.
Заряд комплексного иона равен алгебраической сумме зарядов комплексообразователя и аддендов.
При растворении комплексных солей в воде они диссоциируют на комплексные ионы и ионы внешней сферы. Например, диссоциация [Cu(NH3)4]Cl2 происходит согласно уравнению
[Cu(NH3)4]Cl2 [Cu(NH3)4]2+ + 2Cl-.
Комплексные катионы, содержащие в качестве аддендов в качестве аммиака, называются аммиакатами.
Экспериментальная часть.
Опыт 1. Взаимодействие меди с кислотами.
Нагреть медные стружки в пробирке с концентрированной соляной кислотой, а затем прибавьте несколько капель пероксида водорода и нагрейте до появления голубой окраски.
Почему при добавлении пероксида водорода медь растворяется? Напишите уравнения происходящих реакций. Объясните: а) почему медь не растворяется в разбавленной серной кислоте, но растворяется в горячей концентрированной серной кислоте?
б) почему медь растворяется как в концентрированной, так и в разбавленной азотной кислоте?
Опыт 2. Получение и свойства гидрата оксида меди и основной соли сернокислой меди.
В пробирку с 3-4см3 едкого натра прибавьте 3-4 капли сульфата меди. Полученный осадок взболтайте и разделите в три пробирки. Напишите уравнения реакций.
В одну из пробирок прибавьте какой-нибудь кислоты до растворения осадка (напишите уравнения реакции), в другую – раствор щелочи. На основании проделанных опытов определите к какому типу гидроксидов относится гидрат оксида меди.
Нагрейте третью пробирку со взвесью гидрата оксида меди. Наблюдайте образование осадка черного оксида меди. Сравните термическую устойчивость гидроксида меди с гидроксидами щелочных металлов. Напишите уравнения реакций.
Растворите образовавшийся оксид меди в какой-нибудь кислоте. На основании проделанных опытов определите к какому классу оксидов относится оксид меди.
К 2-3см3 раствора сульфата меди прибавьте 2-3 капли едкого натра. Наблюдайте получение осадка, затем нагрейте. Сравните термическую устойчивость основной сернокислой соли меди и гидроксида меди. Напишите уравнение реакции получения основной сернокислой соли меди.
Опыт 3. Получение основного карбоната меди Cu2(OH)2CO3.
В пробирку налейте 2-3см3 сульфата меди и прибавьте 1-2см3 углекислого натрия. Наблюдайте образование основного карбоната меди и выделение углекислого газа. Напишите уравнения проведенной реакции.
Закройте пробирку с полученной взвесью газоотводной трубкой и, опустив конец последней в известковую воду, нагрейте взвесь. Напишите уравнение реакции разложения основного карбоната меди.
Опыт 4. Характерные реакции на катионы Cu+.
а) К растворам солей меди – сульфата меди, хлорида меди, нитрата двухвалентной меди – прибавьте сероводородной воды. Напишите уравнения реакций в ионной и молекулярной формах.
б) К растворам солей меди – сульфата меди CuSO4, CuCl2, Cu(NO3)2 прибавьте раствор ферроцианида калияK4[Fe(CN)6]. Запишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах и отметьте цвет ферроцианида меди. Ферроцианид очень плохо растворяется в воде и разбавленных кислотах.
Опыт 5. Окислительные свойства катиона Cu2+.
К 2-3см3 раствора сульфата меди прибавить 2-3 капли йодистого калия. Отделите выпавший осадок йодистой меди Cu2I2 и к фильтрату прибавьте раствор крахмала. Чем объясняется появление синего окрашивания?
Определите окислитель и восстановитель в проделанной реакции и запишите уравнение в молекулярной и ионной формах.
Опыт 6. Аммиакаты двухвалентной меди.
а) Получение [Cu(NH3)4](OH)2.
Приготовьте гидрат оксида меди. Промойте его на фильтре водой и перенесите в фарфоровую чашку. К перенесенному осадку прибавьте водный раствор аммиака до растворения гидроксида меди, вследствие образования [Cu(NH3)4](OH)2.
На основании проделанных опытов сравните растворимость в воде Cu(OH)2 и [Cu(NH3)4](OH)2. Часть полученного раствора перенесите в пробирку, после чего прилейте в нее концентрированный раствор едкого натрия. Наблюдайте выпадение гидроксида меди и выделение аммиака. Напишите уравнения реакций получения [Cu(NH3)4](OH)2 и образование гидроксида меди при действии на него едкого натра.
Опыт 7. Получение оксида меди (I).
1. К 2см3 раствора сульфата меди прибавьте избыток раствора едкого натра и раствора глюкозы. Смесь хорошо перемешайте и затем нагрейте.
2. Наблюдайте образование желто-оранжевого осадка гидрата оксида меди (I), который при дальнейшем нагревании переходит в красный оксид меди.
3. Напишите уравнение реакции получения оксида меди (I), указав окислитель и восстановитель в этой реакции.
Опыт 8. Получение хлористой меди.
1. В стаканчик с 15см3 крепкого раствора хлорида меди прибавьте 2см3 концентрированной соляной кислоты и немного медных стружек.
Содержимое кипятите до тех пор, пока несколько капель его, прилитых в пробирку с водой, не перестанут давать голубое окрашивание. В этом случае Cu2+ полностью восстанавливается металлической медью в Cu+, причем в растворе образуется комплексная кислота H[CuCl2].
Напишите уравнение реакций восстановления Cu2+ в Cu+ металлической медью, происходящего с образованием H[CuCl2].
Полученная кислота неустойчива в разбавленных растворах соляной кислоты.
2. Вылейте раствор H[CuCl2] в стаканчик с водой и наблюдайте образование белого осадка Cu2Cl2, нерастворимого в разбавленной соляной кислоте. Осадок сохраните для следующих опытов. Напишите уравнение реакции получения хлористой меди из раствора.
Опыт 9. Растворение хлористой меди в соляной кислоте и водном аммиаке.
С полученного в предыдущем опыте осадка Cu2Cl2 по возможности полностью слейте жидкость, затем взмутите осадок и разделите его в две пробирки. В одну из пробирок добавьте концентрированной соляной кислоты, в другую – крепкого раствора аммиака. В обоих случаях осадок растворяется с образованием комплексных соединений, в которых у меди – координационное число, равное 2. Напишите уравнения реакций.
Перелейте раствор в фарфоровые чашки и оставьте стоять на воздухе. Заметьте появление окраски, происходящее вследствие окисления одновалентной меди в двухвалентную.
Серебро.
Взаимодействие металлического серебра с кислотами.
1. Возможно ли растворение серебра в разбавленных растворах соляной и серной кислот при отсутствии окислителей?
2. Объясните растворение серебра в горячей концентрированной серной кислоте, происходящее с выделением сернистого газа и образованием сульфата серебра. Напишите уравнения реакций.
3. Почему происходит растворение металлического серебра в азотной кислоте? Напишите уравнение реакции, происходящей с образованием нитрата серебра и выделением диоксида азота.
Опыт 10. Получение оксида серебра.
К 2см3 разбавленного раствора едкого натра прибавьте несколько капель AgNO3. Наблюдайте образование бурого осадка оксида серебра. Напишите уравнения реакций.
Опыт 11. Реакция катиона Ag+.
1. В отдельные пробирки с 2-3см3 сероводородной воды и растворами хлоридов, бромидов, йодидов натрия и калия прибавьте по 1-2 капли раствора азотнокислого серебра. Заметьте цвет образовавшихся осадков. Полученные осадки очень плохо растворимы в воде и разбавленных кислотах. Выпавшие осадки галогенидов поставьте на яркий свет и заметьте их потемнение.
2. Напишите уравнения реакций.
Опыт 12. Комплексные соединения серебра.
для Ag+1 так же, как и для Cu+1, характерно комплексообразование. В комплексных соединениях у Ag+ координационное число равно 2. Растворение AgCl в водном аммиаке.
К 2-3см3 раствора хлорида натрия прибавьте несколько капель азотнокислого серебра. На образовавшуюся смесь хлорида серебра подействуйте концентрированным раствором аммиака. Наблюдайте растворение осадка хлорида серебра в следствие образования аммиаката серебра. Напишите уравнение реакции растворения хлорида серебра в водном аммиаке.
Контрольные вопросы:
1. Какие элементы относятся к 1-ой группе периодической системы? Какие из них составляют главную, какие побочную подгруппы?
2. Чем объясняется сходство и отличие элементов побочной подгруппы и щелочных металлов?
3. Можно ли растворить медь, серебро в разбавленной соляной, серной и азотной кислотах. Почему?
4. Почему медь и серебро не растворяются в разбавленной соляной и серной кислотах в отсутствие окислителя?
5. Как определить к какому типу гидроксидов относится гидрат оксида меди?
6. Укажите условия образования гидрата оксида меди и основной соли сульфата меди?
7. Как получить сульфид и Ферроцианид меди? В чем они не растворимы?
8. Почему при взаимодействии сульфата меди с йодистым калием выделяется йод?
9. Как можно получить аммиакат меди? Какого он цвета?
10. Какие соединения называются комплексными?
11. Что называется комплексообразователем, аддендами, внутренней и внешней координационной сферой, координационным числом?
12. Как определить заряд комплексного иона, комплексообразователя?
13. Чем отличаются комплексные соли от обыкновенных и простых солей?
14. Какую валентность имеют в соединениях ионы меди, серебра и золота? Какая валентность более устойчива?
15. Можно ли получить гидрат оксида серебра действием на соли серебра едким натрием?
16. В чем растворяется хлорид серебра?
17. Какими свойствами обладает аммиакат серебра?
CuO
18. Cu CuCl2 – осуществить ряд превращений.
Cu(OH)2
Лабораторная работа №11.
Цинк, кадмий, ртуть.
Цинк и его электронные аналоги – кадмий и ртуть – являются элементами побочной подгруппы второй группы периодической системы элементов. Электронная структура атомов этих элементов: … (n – 1)d10ns2, где n – номер внешнего электронного слоя, совпадающий с номером периода, в котором находится элемент.
Валентность цинка и его аналогов постоянная и равна 2.
Электроны (n – 1)d10 – энергетического подуровня при возбуждении атомов не распариваются и не влияют на валентные свойства рассматриваемых элементов.
Ртуть образует ионы Hg2+ и Hg22+. В Hg22+ртуть двухвалентна, а степень окисления +1. атомы ртути образуют ковалентную неполярную связь друг с другом
- Hg – Hg -
Соединения Hg22+ в зависимости от условий могут быть окислителями и восстановителями.
Цинк, кадмий, ртуть – металлы. Восстановительная активность падает от цинка кадмию ртути. Стандартные электродные потенциалы.
Φ0Zn/Zn2+ = - 0,763B, φ0Cd/Cd2+ = -0,403B, φ0Hg/Hg2+ = +0,850B.
Цинк и кадмий растворяются во всех кислотах (HCl, H2SO4, HNO3 концентрированных и разбавленных). Цинк и кадмий должны восстанавливать водород даже из воды, но в чистой воде ни цинк, ни кадмий не растворяются, так как
Me + 2H2O = H2 + 2Me(OH)2
поверхность металлов покрывается тонкой пленкой нерастворимого гидроксида, которая предохраняет металл от дальнейшего растворения.
Ртуть растворяется только в кислотах – окислителях, в избытке кислоты образуются соли Hg2+, при недостатке - Hg22+;
3Hg + 8HNO3(p) = 3Hg(NO3)2 + 2NO + 4H2O,
6Hg + 8HNO3(p) = 3Hg2(NO3)2 + 2NO + 4H2O.
Некоторые соединения Hg22+ неустойчивы и при образовании сразу превращаются в смесь соединений Hg2+ и высокодисперсной металлической ртути, например:
Hg2(NO3)2 + 2KOH = HgO + Hg + 2KNO3 + H2O.
Гидроксид цинка амфотерен, а в ряду напряжений цинк стоит перед водородом, поэтому вытесняет водород из растворов щелочей
Zn + 2KOH + H2O = K2[Zn(OH)4] + H2 .
Гидроксиды Zn2+, Cd2+ растворяются в растворе аммиака с образованием амминокомплексов:
Э(OH)2 + 4NH3 + 2H2O = [Э(NH3)4(H2O)2](OH)2,
или
Э(OH)2 + 4NH3 = [Э(NH3)4](OH)2.
Гидроксиды ртути неустойчивы и разлагаются с образованием HgO и Hg2O.
Hg(NO3)2 + 2NaOH = HgO + 2NaNO3 + H2O,
Hg2(NO3)2 + 2NaOH = Hg2O + 2NaNO3 + H2O.
Элементы подгруппы цинка очень склонны к образованию комплексных соединений с координационными числами 3, 4 и 6, например:
ZnCl2 + 6NH4OH = [Zn(NH3)6]Cl2 + 6H2O,
Cd(OH)2 + 4KCN = K2[Cd(CN)4] + 2KOH,
2KI + HgI2 = K2[HgI4].
Металлическая ртуть, а также ее соединения очень ядовиты даже в малых концентрациях. Ртуть накапливается в организме и тяжелые последствия этого могут проявиться не сразу.
Соединения кадмия ядовиты также, как и соединения ртути, менее ядовиты соединения цинка.
Экспериментальная часть.
Опыт 1. Получение кадмия.
Пользуясь данными таблицы нормальных электродных потенциалов, подберите металлы, способные восстанавливать ионы кадмия из растворов его солей. Проделайте соответствующий опыт, используя один из имеющихся в лаборатории металлов. Напишите уравнения реакций.
Опыт 2. Взаимодействие цинка с кислотами.
(Работа проводить в вытяжном шкафу)
В шесть пробирок поместите по кусочку гранулированного цинка и подействуйте на них в отдельности разбавленными и концентрированными растворами кислот HCl, H2SO4, HNO3.
Наблюдайте происходящие явления. Напишите уравнения реакций. Составьте схему перехода электронов. Подберите коэффициенты.
Опыт 3. Взаимодействие цинка со щелочами.
Поместите в пробирку немного цинковых стружек и прилейте концентрированный раствор щелочи. Нагрейте и наблюдайте выделение газа. Объясните механизм происходящих реакций. Напишите уравнения реакций.
Опыт 4. Получение и свойства гидроксидов цинка и кадмия.
Из находящихся в лаборатории реактивов получите гидроксид цинка и кадмия. Напишите уравнения реакций. Испытайте отношение гидроксидов цинка и кадмия к разбавленной соляной кислоте и щелочи. Какой из гидроксидов обладает амфотерными свойствами? Подтвердите уравнениями химических реакций в молекулярной и ионной формах.
Опыт 5. Получение и свойства сульфида кадмия.
Получите сульфиды цинка и кадмия, используя в качестве осадителя сероводородную воду. Напишите уравнение реакций, отметьте цвет осадков. Слейте с осадков жидкость и добавьте к осадкам разбавленный раствор соляной кислоты. Растворяются ли осадки в соляной кислоте?
|
Из за большого объема этот материал размещен на нескольких страницах:
1 2 3 4 5 |
