Конструкционные материалы Учебно-методическое пособие к проведению лабораторных работ по общей и неорганической химии для студентов I курса нехимических специальностей (стр. 9 )

(кислотные или основные ) проявляет гидроксид железа (II)?  Осадок во второй пробирке оставить на воздухе на несколько минут, периодически встряхивая пробирку. В третью пробирку добавить 2-3 капли 3%-ного раствора перекиси водорода (Н2О2). Отметить изменение цвета осадка от зеленоватого до бурого во второй и третьей пробирках вследствие образования гидроксида железа (III). В каком случае окисление произошло быстрее? Написать уравнения всех реакций:  а) получения гидроксида железа (II);  б) растворения осадка Fe(OH)2 в соляной кислоте;  в) окисления Fe(OH)2 в Fe(OH)3 кислородом воздуха с участием воды;  г) окисления Fe(OH)2 перекисью водорода.

Опыт 4. Получение гидроксида железа (III) и изучение его свойств 

Реактивы: разбавленные (0,5 Н) растворы FeCl3 (или Fe2(SO4)3); разбавленный (1 Н) и концентрированный (6 Н) раствор NaOH; разбавленные (1 Н) ратворы HCl и H2SO4.

В две пробирки внести по 2 капли раствора соли железа (III) (FeCl3 или Fe2(SO4)3 ) и по каплям раствора NaOH до выпадения осадка (отметить цвет). В одну пробирку прилить 5-6 капель 2н раствора HCl или H2SO4, а в другую - столько же капель концентрированного раствора NaOH. Где произошло растворение осадка? Какие свойства (основные или амфотерные) имеет гидроксид железа (III)? Написать уравнения реакций.

Опыт 5. Получение гидроксидов кобальта (II), никеля (II) и изучение их свойств

Реактивы: 0,5 Н растворы СоСl2 и NiSO4, 1 Н раствор NaOH, 3%-ный раствор пероксида водорода (перекиси водорода Н2О2); бромная вода  (раствор брома в воде - Br2 + H2O).

а) Внести в две пробирки по 2-3 капли раствора соли кобальта (CoCl2) (цвет отметить) и добавлять в каждую по каплям раствор щелочи. Сначала появляется синий осадок основной соли Со(ОН)Сl, который затем меняет цвет на розовый вследствие образования гидроксида кобальта (II) (Со(ОН)2) . Написать уравнения реакций образования гидроксида кобальта (II) по стадиям. Осадок в одной пробирке встряхнуть и оставить на воздухе на несколько минут. К осадку во второй пробирке добавить 2-3 капли 3%-ного раствора перекиси водорода. Отметить изменение цвета осадка. Написать уравнения реакций окисления Со(ОН)2 в Со(ОН)3 кислородом воздуха и перекисью водорода (Н2О2). В каком случае окисление идет быстрее?

б) В три пробирки внести по 2-3 капли раствора соли никеля (цвет отметить) и по каплям добавлять раствор щелочи до выпадения осадка гидроксида никеля (II) (цвет отметить). Попробуйте окислить полученный гидроксид различными окислителями. Для этого осадок в первой пробирке оставить на воздухе, во вторую пробирку добавить 2-3 капли 3%-ного раствора Н2О2, в третью - 1 каплю бромной воды (Br2 + H2O). В какой пробирке наблюдается изменение цвета осадка, т. е. идет окисление Ni(OH)2 в Ni(OH)3? Дописать уравнения реакций получения гидроксида никеля (II) и гидроксида никеля (III):

NiSO4 + NaOH → Na2SO4 + ..... ;

Ni(OH)2 + Br2 + NaOH → NaBr + H2O + ...

Опыт 6. Окислительные свойства соединений свинца (IV)

Реактивы: порошок PbO2; концентрированный раствор (6 Н) NaOH;

0,5 Н раствор Cr2(SO4)3.

В пробирку поместить одну ложечку порошка PbO2 и 10 капель концентрированного раствора NaOH. Пробирку нагреть на спиртовке. В горячий раствор внести 2 капли раствора Cr2(SO4)3 и снова нагреть пробирку. Отметить появление желтой окраски раствора, характерной для иона CrО42- . Написать уравнение реакции.

Опыт 7. Восстановительные свойства соединений олова (II)

Реактивы: 0,5Н растворы  SnCl2 и Bi(NO3)3; 1 Н раствор NaOH.

К 1-2 каплям раствора хлорида олова SnCl2 прилить по каплям раствор щелочи до растворения первоначально образовавшегося осадка. К полученному раствору станнита натрия прилить 2-3 капли раствора соли висмута (Bi(NO3)3), перемешать. Сначала образуется белый осадок Bi(OH)3, затем он чернеет, восстанавливаясь до металлического висмута. Станнит натрия при этом окисляется в станнат натрия. Написать уравнения всех реакций.

Опыт 8. Восстановительные свойства железа (II) в  кислой среде

Реактивы: 0,5 Н раствор KMnO4; 2 Н раствор Н2SO4; кристаллическая соль Мора (NH4)2SO4⋅Fe(SO4)⋅6H2O).

Поместить в пробирку 3 капли раствора перманганата калия (KMnO4) и 2 капли раствора серной кислоты (Н2SO4). Внести в раствор несколько кристалликов соли Мора. Почему происходит обесцвечивание раствора? Что является восстановителем в данной реакции? Дописать  уравнение реакции:

KMnO4 + H2SO4 + FeSO4 → MnSO4 + K2SO4 + H2O + .....

Опыт 9. Окислительные свойства железа (III)

Реактивы: 0,5 Н растворы KI и Fe2(SO4)3 (или FeCl3).

В пробирку с 3 каплями раствора соли железа (III)  добавить 1-2 капли раствора иодида калия (KI). Отметить изменение окраски раствора. Какие свойства проявляет ион Fe3+? Написать уравнение реакции, учитывая, что одним из продуктов реакции является I2.

Опыт 10. Гидролиз солей

Реактивы:  предметное стекло, универсальная индикаторная бумага (УИБ); свежеприготовленный раствор соли Мора; 0,5 Н раствор Fe2(SO4)3 (или FeCl3).

Поместить две полоски универсального индикатора на предметное стекло и нанести  по 1 капле растворов соли Мора (свежеприготовленный – см. опыт 3) и хлорида железа (III) (раздельно). Определить рН растворов этих солей. Написать уравнения (ионные) реакций гидролиза этих солей по первой ступени. Какая соль подвергается гидролизу в большей степени? Какой гидроксид железа (II) или железа (III) имеет более основные свойства?

Опыт 11. Качественные реакции  на катионы

Реактивы: свежеприготовленный раствор соли Мора (см. опыт 3);

0,5 Н растворы  Fe2(SO4)3 (или FeCl3), Fe2(SO4)3 (или FeCl3) и K3[Fe(CN)6].

а) Реакция на ионы железа (II)

К 2-3 каплям раствора соли Мора добавить 1 каплю гексацианoферрата(III) калия (K3[Fe(CN)6]). Отметить цвет осадка состава KFe[Fe(CN)6]. Написать уравнение реакции.

б) Реакция на ион железа (III)

К 2-3 каплям раствора хлорида железа (III) добавить 1 каплю разбавленного раствора роданида калия (KCNS) или аммония (NH4CNS). Отметить цвет полученного раствора роданида железа (III). Написать уравнение реакции.

Kонтрольные вопросы и задания

1. Соответствующими уравнениями реакций доказать амфотерный характер гидроксидов олова (II) и свинца (II).

2. Написать в молекулярной и ионной формах уравнения реакций получения гидроксида олова (IV) и взаимодействие его с кислотами и щелочью.

3. Какой из указанных гидроксидов проявляет более основные свойства: Sn(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)4?

4. Как получить тиостаннат аммония из SnCl2? Написать уравнения реакций.

5. Почему при приготовлении раствора SnCl2 воду подкисляют соляной кислотой? Написать уравнение реакции гидролиза SnCl2 в молекулярной и ионной формах. Как влияет на степень гидролиза: а) добавление воды;  б) добавление соляной кислоты?

6. Закончить уравнение реакции:

PbO2 + MnSO4 + H2SO4  →  HMnO4 + ...

Уравнять методом ионно - электронного баланса.

7. Закончить уравнения реакций и написать их в ионной форме:

а). Sn + HNO3 (конц.) →;

б). Zn + SnCl2 →  ZnCl2 + …

8. Соответствующими реакциями доказать, что соединения олова(II) обладают восстановительными свойствами.

9. Составить уравнения реакций взаимодействия свинца с разбавленной азотной кислотой.

10. Написать электронные формулы атомов олова и свинца. Какой из этих элементов обладает более выраженными металлическими свойствами?

11. Какое сходство и различие наблюдается в строении электронных оболочек атомов углерода, олова и свинца? Как это отражается на их свойствах?

12. Почему разбавленная серная кислота  не растворяет свинец, а концентрированная – растворяет?  Объяснить, написать уравнения реакций.

13. Написать электронные формулы ионов:  Sn+2., Sn+4, Pb+2,Pb+4.

14. Как влияет заряд иона металла на кислотно-основной характер соответствующих им оксидов и гидроксидов олова и свинца?

15. Привести уравнения реакций, подтверждающих восстановительный характер ионов Sn2+, Pb2+ и окислительный характер ионов Sn4+, Pb4+.

16. Написать уравнения реакций: а) олова с концентрированным раствором щелочи; б) свинца с концентрированным раствором щелочи.

17. Написать уравнения реакций для следующих превращений:

а) Sn  →  SnCl2 →  Sn(OH)2 →  Na2[Sn(OH)4] →  Na2[Sn(OH)6];

б) Sn  →  Sn(NO3)2  →  Na2SnO2 →  Sn(OH)2 →  SnCl2;

в) Pb →  Pb(NO3)2 →  PbCrO4 →  Na2[Pb(OH)4] →  Pb(OH)2;

  г) PbO2  →  PbCl2  →  Pb(OH)2  →  K2[Pb(OH)4] →  PbCl2.

18. Написать электронные формулы атомов железа, кобальта, никеля.

19. Какие степени окисления характерны для атомов элементов железа, кобальта, никеля?

20. Какое из веществ Fe(OH)2, Co(OH)2 или Ni(OH)2 является более сильным восстановителем? Вывод сделать на основании реакций этих гидроксидов с кислородом воздуха, Н2О2 и Br2. (сила окислителя увеличивается в ряду О2 → Н2О2 → Br2).

  21. Написать уравнения реакций, при помощи которых можно различить ионы Fe2+  и Fe3+.

  22. Как получить из металлического железа соль железа (III)? Написать уравнение реакции.

  23. Какая соль железа сильнее подвергается гидролизу: FeCl2 или FeCl3? Написать уравнения реакций гидролиза. Какая реакция среды растворов этих солей?

  24. Как перевести соль железа (II) в соль железа (III)? Привести пример такого перехода.

25. Как перевести соль железа (III) в соль железа (II)? Привести пример такой реакции.

Могут ли существовать совместно:

  а) Fe(OH)2 и H2O2?;

б) Ni(OH)2 и Н2О2?  Почему? Если идет реакция, то написать её.

27. Могут ли существовать совместно:

  а) Ni(OH)2 и Br2 ?;

б) FeCl3 и KI?  Если идут реакции, то написать их.

28. Какой гидроксид: Fe(OH)2 или Ni(OH)2 - может окислиться кислородом воздуха? Если реакция идёт, написать её.

29. На чистую поверхность сплава нанесли 1-2 капли концентрированной кислоты и через 2-3 мин к капле приложили фильтровальную бумагу, смоченную раствором KCNS. На бумаге появилось красное пятно. Какой металл присутствует в сплаве? Написать реакцию.