Опыт 7. Получение комплексных соединений никеля

⇐ ПредыдущаяСтр 11 из 14Следующая ⇒

Налить в пробирку 1–2 мл раствора соли никеля (II), прилить растворNH₄OH до образования осадка основной соли. К полученному осадку прилитьизбыток гидроксида аммония до растворения осадка. Наблюдать образование сине-фиолетового раствора аммиаката никеля.

Требования к результатам опыта

1. Составить уравнение реакции образования основной соли никеля (II).

2. Составить уравнение реакции образования комплексной соли никеля, учитывая, что координационное число никеля равно 4.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

22.1. Закончить уравнения реакций: а) Fe + H₂SO₄ (разб.) = …;

б) Fe + HNO₃ (оч. разб.) = …; в) Ni + H₂SO₄ (конц.) = …; г) Co + HCl = ….

22.2. Написать в молекулярном и ионном виде уравнения реакций взаимодействия гидроксидов железа (II), кобальта (II) и никеля (III) с соляной кислотой.

22.3. Составить уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений:

Fe → FeSO₄ → Fe(OH)₂ → Fe(OH)₃ → FeCl₃.

22.4. Могут ли в растворе находиться совместно следующие вещества:

а) FeCl₃ и SnCl₂; б) FeSO₄ и NaOH;

в) FeCl₃ и K₃[Fe(CN)₆; г) FeSO₄ и K₃[Fe(CN)₆?

Для взаимодействующих веществ составить уравнения реакций.

22.5. Восстановление Fe₃O₄ оксидом углерода идет по уравнению

Fe₃O₄ + CO = 3FeO + CO₂.

Вычислить Δ G°_х.р. и сделать вывод о возможности самопроизвольного протекания этой реакции при 298 К. В каком направлении сместится равновесие этой реакции при повышении температуры?

( = –1014, 2 кДж/моль; = –137, 1 кДж/моль,

= –244, 3 кДж/моль, –394, 4 кДж/моль).

(Ответ: 24 кДж).

22.6. Составить уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений:

Fe → FeСl₂ → Fe(CN)₂ → K₄[Fe(CN)₆] → K₃[Fe(CN)₆].

22.7. Закончить уравнения реакций: а) Fe(OH)₂ + O₂ + H₂O = …;

б) Fe(OH)₃ + HCl = …; в) Co(OH)₃ + HCl = …; г) Ni(OH)₃ + HCl = ….

22.8. Составить уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений:

Ni → Ni(NO₃)₂ → Ni(OH)₂ → Ni(OH)₃ → NiCl₂.

22.9. Какие степени окисления проявляет железо в своих соединениях? Как можно обнаружить ионы Fe²⁺ и Fe³⁺ в растворе? Составить молекулярные и ионные уравнения соответствующих реакций.

22.10. Написать в молекулярном и ионном виде уравнения реакций гидролиза солей: а) FeCl₂ + H₂O ↔ …; б) NiSO₄ + H₂O ↔ …;

в) Co(NO₃)₂ + H₂O ↔ …; г) Fe₂(SO₄)₃ + H₂O ↔ ….

22.11. Закончить уравнения реакций получения ферратов калия и бария (K₂FeO₄, BaFeO₄): а) KOH + FeCl₃ + Br₂ = K₂FeO₄ + …;

б) K₂FeO₄ + BaCl₂ = …; в) Fe₂O₃ + KNO₃ + KOH = KNO₂ + ….

22.12. Закончить уравнения реакций образования комплексных соединений и назвать их, учитывая, что координационное число железа равно 6, а кобальта и никеля 4. а) Fe(CN)₂ + KCN = …;

б) Co(SCN)₂ + NH₄SCN (избыток) = …; в) NiSO₄ + NH₄OH (избыток) = ….

22.13. Сколько часов надо вести электролиз раствора FeSO₄, чтобы при силе тока в 2 А выделилось 279, 2 г чистого железа? (Ответ: 133, 6 ч).

22.14. Рассчитать молярную массу эквивалентов и эквивалент восстановителя в реакции Fe(OH)₂ + KMnO₄ + H₂O = ….

22.15. Определить тепловой эффект реакции 4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂,

если в реакции участвует 59, 2 г FeS₂, а энтальпии образования реагирующих веществ равны: = –148, 5 кДж/моль; = –803, 3 кДж/моль;

= –297, 4 кДж/моль. (Ответ: –418, 3 кДж).

22.16. Состав комплексной соли кобальта выражается эмпирической формулой CoCl₃∙ 4NH₃. При взаимодействии с нитратом серебра осаждается лишь одна треть содержащегося в соли хлора. Учитывая, что координационное число кобальта в этом соединении 6, определить, какие лиганды входят в состав комплексного иона и написать координационную формулу соли.

22.17. По стандартным энтальпиям образования веществ вычислить тепловой эффект реакции, протекающей при выплавке чугуна,

3Fe₂O₃ + CO = 2Fe₃O₄ + CO₂.

( = –110, 5 кДж/моль; = –393, 5 кДж/моль;

= –822, 2 кДж/моль; = –1117, 1 кДж/моль).

(Ответ: –50, 6 кДж).

22.18. Закончить в молекулярном и ионном виде уравнения качественных реакций на ион Fe³⁺: а) Fe₂(SO₄)₃+ KOH = …; б) FeCl₃ + K₄[Fe(CN)₆] = …;

в) Fe(NO₃)₃ + KSCN = ….

22.19. Закончить уравнения реакций: а) FeSO₄ + Br₂ + H₂SO₄ = …;

б) FeCl₃ + H₂S = …; в) FeCl₃ + Na₂CO₃+ H₂O = …; г) Fe + HNO₃(разб.) = ….

22.20. Как влияет на коррозию железа его контакт с другими металлами? Какой металл будет разрушаться первым при повреждении поверхности а) луженого, б) оцинкованного; в) никелированного железа? Составить схемы образующихся гальванических элементов. Написать уравнения реакций катодных и анодных процессов.

Лабораторная работа 23

Галогены

Цель работы : изучить химические свойства галогенов и их соединений.

Задание: провести опыты по получению хлора и хлорной воды; определить состав хлорной воды и проверить ее окислительные свойства; проделать качественную реакцию на иод; провести реакции взаимодействия концетрированной серной кислоты с NaCl, KBr и KI. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Галогены − фтор, хлор, бром, йод, астат − расположены в главной подгруппе VП группы. Атомы галогенов на внешнем уровне имеют по семь электронов (ns²np⁵). Характерная степень окисления галогенов − 1. Однако все они, кроме фтора, могут проявлять и положительные степени окисления +1, +3, +5, +7. В природе галогены встречаются главным образом в виде отрицательно заряженных ионов, и их получение в свободном состоянии сводится к окислению этих ионов. В качестве окислителей используют МnО₂, PbО₂, KMnO₄, K₂Cr₂O₇, KClO₃.

Двухатомные молекулы галогенов неполярны, поэтому они хорошо растворимы в неполярных или слабополярных жидкостях: сероуглероде, бензине, бензоле, хлороформе. Растворимость галогенов в воде сравнительно мала. Фтор в воде не может быть растворен, так как он ее окисляет. В одном объеме воды при 20 °С растворяется 2, 5 объема хлора. Этот раствор называется хлорной водой. Растворенный в воде хлор взаимодействует с ней с образованием хлорноватистой НClO и соляной кислот. Хлорноватистая кислота неустойчива и разлагается с образованием атомарного кислорода, вследствие чего хлорная вода обесцвечивает красители.

Йод лучше растворяется в растворе иодида калия. В качестве индикатора для определения йода применяют раствор крахмала. С крахмалом йод образует адсорбционные окрашенные соединения синего цвета, окраска которых исчезает при нагревании.

Свободные галогены являются энергичными окислителями, вступая в реакции с большинством элементов. Окислительная активность галогенов уменьшается от фтора к йоду.

Отрицательные ионы галогенов являются восстановителями (за исключением F^‾), причем их восстановительная способность увеличивается от С1⁻ ^∙к I⁻.

Соединения галогенов с водородом – галогеноводороды – бесцветные газы с резким запахом, хорошо растворимы в воде. Их растворы являются кислотами. В ряду HF − НCl − НBr − HI кислотные свойства усиливаются. В этом же ряду возрастает восстановительная активность.

HCl и HF получают обменной реакцией их солей с концентрированной H₂SO₄. НBr и HI подобным образом получить практически невозможно, так как в реакции с серной кислотой они проявляют сильные восстановительные свойства и окисляются до свободных галогенов. НВг и HI получают гидролизом соединений фосфора PBr₃ и PI₃.

Кислородные соединения галогенов могут быть получены только косвенным путем. Они представляют собой сравнительно малоустойчивые вещества и являются сильными окислителями.

Выполнение работы

Опыт 1. Получение хлора и хлорной воды

(Проводить в вытяжном шкафу! ). В сухую пробирку поместить 2 шпателя оксида марганца (IV) MnO₂, укрепить ее вертикально в зажиме штатива и прилить 2–3 мл концентрированной HCl. Закрыть пробирку пробкой с газоотводной трубкой, конец которой опустить в пробирку, заполненную наполовину водой. Если реакция протекает недостаточно энергично, содержимое пробирки слегка подогреть. Отметить цвет образующегося газа. Хлор пропускать в воду до полного прекращения реакции. Пробирку с хлорной водой закрыть пробкой и сохранить для следующих опытов.

Требование к результатам опыта

Составить уравнения реакций получения хлора и хлорной воды.

Опыт 2. Определение состава хлорной воды

В три пробирки налить по несколько капель хлорной воды. В одну пробирку добавить 1–2 капли раствора синего лакмуса и наблюдать переход синей окраски в красную, а затем постепенное исчезновение окраски. В другую пробирку добавить несколько капель АgNO₃ до выпадения осадка, в третью – концентрированного раствора щелочи до исчезновения запаха хлорной воды.

Требования к результатам опыта

1. Объяснить переход синей окраски лакмуса в красную, а затем исчезновение окраски.

2. Написать уравнения реакций AgNO₃ с HCl и хлорной воды со щелочью.

3. Сделать вывод о составе хлорной воды.

Опыт 3 . Окислительные свойства хлорной воды

Налить в одну пробирку 1–2 мл раствора KBr, в другую – столько же KI и в каждую прибавить по 1–2 мл хлорной воды, В какой цвет окрашиваются растворы? Прилить в обе пробирки по 0, 5–1 мл органического растворителя (CCl₄, бензина), обратить внимание на его цвет. Содержимое пробирок сильно взболтать. Отметить изменение окраски органического растворителя.

Требования к результатам опыта

1. Составить уравнения реакций взаимодействия КВг и KI с хлорной водой.

2. Сделать вывод о растворимости брома и йода в воде и органическом растворителе.

Опыт 4. Растворимость йода и качественная реакция на йод

Поместить в пробирку 1 шпатель кристаллического йода, прилить 2–3 мл воды и энергично взболтать. Отметить окраску раствора. Слить полученную йодную воду в другую пробирку и добавить к ней несколько капель раствора крахмала. Нагреть пробирку, а затем охладить под краном струей холодной воды. Объяснить явления, которые при этом происходят. К оставшимся в первой пробирке кристаллам йода добавить 2–3 мл раствора KI. Что наблюдается?

Требование к результатам опыта

Сделать вывод о растворимости йода в воде и растворе иодида калия.

Опыт 5. Получение и свойства хлороводорода

(Проводить в вытяжном шкафу! ). Поместить в пробирку один шпатель NaClи прилить 1–2 мл концентрированной серной кислоты. Проверить действие выделяющегося газа на влажную индикаторную бумагу.

Требование к результату опыта

Написать уравнение реакции получения HCl.

Опыт 6. Взаимодействие бромидов и иодидов с концентрированной H₂SO₄

(Проводить в вытяжном шкафу! ). В две сухие пробирки отдельно поместить по 2 шпателя KBr и KI и осторожно добавить в каждую из них по 1–2 мл концентрированной H₂SO₄. Что наблюдается? Для прекращения реакций в пробирки добавить раствор щелочи.

Требование к результатам опыта

Составить уравнения окислительно-восстановительных реакций взаимодействия бромида и иодида калия с концентрированной H₂SO₄.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

23.1. Написать уравнения реакций взаимодействия галогенов с водой и назвать образующиеся соединения галогенов.

23.2. Закончить уравнения реакций:

а) NaClO + Ni(OH)₂ + H₂SO₄ = …; б) NaCrO₂ + Br₂ + NaOH = ….

в) I₂ + Cl₂ + H₂O = …;

23.3. Написать уравнения реакций взаимодействия галогенов с растворами щелочей (горячими и холодными) и назвать образующиеся соединения галогенов.

23.4. Какую массу бертолетовой соли KClO₃ можно получить из 168 г гидроксида калия? (Ответ: 61, 2 г).

23.5. Привести уравнения реакций получения галогеноводородов.

23.6. Какой объем хлороводорода HCl (условия нормальные) необходим для приготовления 1 л 10 %-го раствора соляной кислоты (плотность 1, 05 г/мл)? Определить молярную концентрацию эквивалентов полученного раствора.

(Ответ: 64, 4 л; 2, 9 моль/л).

23.7. Какая масса металлического цинка прореагировала с соляной кислотой, если при этом выделилось 112 мл газообразного водорода при нормальных условиях? (Ответ: 0, 327 г).

23.8. Какая масса металлического алюминия прореагировала с соляной кислотой, если при этом выделилось 336 мл газообразного водорода при нормальных условиях? (Ответ: 0, 27 г).

23.9. Закончить уравнения реакций:

а) KClO₃ + FeSO₄ + H₂SO₄ = …;

б) SO₂ + Br₂ + H₂O = …; в) HI + H₂SO₄ = ….

23.10. В 1 л раствора содержится 8 г HClO₄. Определить молярную концентрацию эквивалентов хлорной кислоты, если реакция протекает по уравнению: HClO₄ + SO₂ + H₂O = HCl + H₂SO₄. (Ответ: 0, 64 моль/л).

23.11. Закончить уравнения реакций: а) KBrO₃ + KBr + H₂SO₄ = …;

б) KMnO₄ + HI = …; в) KClO₃ + KI + H₂SO₄ = ….

23.12. Вычислить молярную массу эквивалентов и эквивалент окислителя в реакции KIO₃ + KI + H₂SO₄ = I₂ +….

23.13. Закончить уравнения реакций: а) Cl₂O₇ + NaOH = …;

б) Cl₂O + Mg(OH)₂ = …; в) MnO₂ + HCl = …; г) HClO + NaOH = ….

23.14. В результате взаимодействия перманганата калия KMnO₄ массой 31, 6 г с соляной кислотой был получен хлор (условия нормальные). Рассчитать, какая масса диоксида марганца MnO₂ потребуется для получения такого же количества хлора по реакции взаимодействия MnO₂ с соляной кислотой.

(Ответ: 43, 5 г).

23.15. В какой массе воды надо растворить 67, 2 л HCl при нормальных условиях, чтобы получить 9 %-й раствор HCl. (Ответ: 1107 г).

23.16. Закончить уравнения реакций:

а) I₂ + HNO₃ (конц.) = …; б) Al + Br₂ = …;

в) I₂O₅ + NaOH = …; г) NaCrO₂ + Br₂ + NaOH = ….

23.17. Закончить уравнения реакций получения в свободном виде хлора, брома и иода: а) HCl + MnO₂ = …; б) KMnO₄ + HCl = …;

в) NaBr + Cl₂ = …; г) KI + Cl₂ = ….

23.18. Закончить уравнения реакций, в которых ионы Cl‾, Br‾, I‾ являются восстановителями: а) HCl + KClO₃ = …; б) HI + H₂SO₄ (конц.) = …;

в) HBr + K₂Cr₂O₇ = …; г) KI + KNO₂ + HCl = NO + ….

23.19. Закончить уравнения реакций, в которых галогены (в соединениях) проявляют окислительные свойства:

а) KI + NaClO + H₂SO₄ = …; б) Na₂S + NaBrO + H₂SO₄ = …;

в) MnSO₄ + KClO₃ + KOH = …; г) HClO₃ + H₂SeO₃ = ….

23.20. Составить уравнения реакций, которые нужно провести для осуществления следующих превращений: NaCl → HCl → Cl₂ → KClO₃.

Лабораторная работа 24

Кислород. Пероксид водорода

Цель работы: изучить химические свойства кислорода и пероксида водорода.

Задание: получить кислород; убедиться на опытах, что пероксид водорода обладает двойственными окислительно-восстановительными свойствами. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Кислород расположен в главной подгруппе VI группы и относится к р-элементам. На внешнем уровне атома кислорода содержится 6 электронов (2s²2p⁴). В соединениях со всеми элементами (кроме фтора) кислород проявляет степень окисления − 2, а в пероксиде водорода Н₂O₂ и его производных − 1.

В лаборатории кислород получают чаще всего термическим разложением некоторых кислородсодержащих веществ, например KClO₃, КМnО₄, KNO₃ и др.

Кислород химически активен; при нагревании он непосредственно взаимодействует с большинством простых веществ, образуя оксиды. Общая схема окислительного действия кислорода: O₂ + 4ē = 2О^2‾. Кроме того, молекула O₂, присоединяя или теряя электроны, образует соединения пероксидного типа, из которых наибольшее практическое значение имеют производные пероксид-иона O₂²⁻ − пероксид водорода Н₂O₂ и пероксиды Na₂O₂, BаO₂.

Пероксиды проявляет как восстановительные, так и окислительные свойства, причем последние выражены сильнее. Для Н₂O₂ характерен распад по типу диспропорционирования:

2Н₂О₂^{− 1} = 2H₂O^{− 2} + O₂⁰.

Процесс распада ускоряется при освещении, нагревании, а также в присутствии катализаторов (МпO₂, Fe₂O₃ и др.).

Пероксид водорода в водных растворах ведет себя как очень слабая
кислота.

Выполнение работы

Опыт 1. Получение кислорода

Насыпать в сухую пробирку 2 шпателя перманганата калия КМnО₄, укрепить ее вертикально в зажиме штатива и нагреть. Выделяющийся газ испытать тлеющей лучинкой.

Требование к результатам опыта

Составить уравнение реакции разложения перманганата калия, указать окислитель и восстановитель и сделать вывод, к какому типу ОВР относится данная реакция.

Опыт 2. Разложение пероксида водорода

В две пробирки налить по 1–2 мл пероксида водорода. Одну пробирку слегка нагреть, а во вторую добавить немного оксида марганца (IV) MnO₂. Внести в пробирку тлеющую лучинку. Отметить свои наблюдения.

Требования к результатам опыта

1. Написать уравнение реакции разложения H₂O₂.

2. Сделать вывод о роли оксида марганца (IV) в реакции разложения Н₂О₂.

Опыт 3. Окислительные свойства пероксида водорода

· Налить в пробирку 1–2 мл иодида калия KI, столько же разбавленной серной кислоты и добавить раствор Н₂O₂. Какое вещество выделилось?

· В пробирку налить 1–2 мл раствора соли хрома (Ш), добавить концентрированной щелочи до растворения первоначально образующегося осадка и прилить 2–3 мл Н₂O₂. Наблюдать изменение окраски раствора.

· К 1–2 мл раствора MnSO₄ добавить столько же разбавленной щелочи и 2–3 мл раствора пероксида водорода. Что наблюдается?

Требование к результатам опыта

Закончить уравнения реакций: KI + H₂O₂ + H₂SO₄ = …;

Cr₂(SO₄)₃ + H₂O₂ + NaOH = …;

MnSO₄ + H₂O₂ + NaOH = ….

В каждой реакции указать окислитель и восстановитель.

Опыт 4. Восстановительные свойства пероксида водорода

· Налить в пробирку 1–2 мл раствора перманганата калия KMnO₄ добавить

1–2 мл разбавленной серной кислотой и 2–3 мл раствора Н₂О₂. В пробирку внести тлеющую лучинку. Что происходит?

· К 5–10 каплям раствора нитрата серебра AgNO₃ добавить 1–2 мл разбавленной щелочи и 2–3 мл раствора пероксида водорода. Наблюдать образование черного осадка металлического серебра. В пробирку внести тлеющую лучинку. Какой газ выделяется?

Требования к результатам опыта

1. Закончить уравнения реакций: KMnO₄ + H₂O₂ + H₂SO₄ = …;

AgNO₃ + H₂O₂ + NaOH = ….

В каждой реакции указать окислитель и восстановитель.

2. Сделать вывод об окислительно-восстановительных свойствах Н₂О₂.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

24.1. Составить уравнения реакций получения кислорода в лабораторных условиях. Как получают кислород в промышленности?

24.2. Какой объем кислорода (условия нормальные) можно получить при разложении 200 мл 15, 5 %-го раствора пероксида водорода Н₂О₂, плотность раствора 1, 1 г/мл? (Ответ: 11, 2 л).

24.3. Закончить уравнения реакций:

а) P + O₂ = …; б) Al + O₂ = …; в) H₂S + O₂ = …; г) Na₂O + CO₂ = ….

24.4. Закончить уравнения реакций: а) Na₂O + SO₃ = …; б) Na₂O + Al₂O₃ = …;

в) Al₂O₃ + SO₃ = …; г) ВаО + H₂O = …; д) Cl₂O₇ + H₂O = ….

24.5. Какие свойства в окислительно-восстановительных реакциях проявляет пероксид водорода? Закончить уравнения реакций:

а) KI + H₂O₂ + H₂SO₄ = …; б) Hg(NO₃)₂ + H₂O₂ + NaOH = ….

24.6. Определить массовую долю (%) Н₂О₂ в растворе, если при разложении

500 г его выделилось 5, 6 л кислорода (условия нормальные). (Ответ: 3, 4 %).

24.7. Закончить уравнения реакций: а) Cr₂(SO₄)₃ + H₂O₂ + KOH = …;

б) Ag₂O + H₂O₂ = …; в) MnO₂ + H₂SO₄ (конц.) = ….

24.8. При термическом разложении перманганата калия образовался объем кислорода (условия нормальные), равный объему О₂, который получился в результате разложения водой 18, 32 г Na₂O₂. Рассчитать массу разложившегося KMnO₄. (Ответ: 37, 1 г).

24.9. Закончить уравнения реакций: а) AgNO₃ + H₂O₂ + KOH = …;

б) Cl₂ + H₂O₂ = …; в) Co(OH)₂ + H₂O + O₂ = ….

24.10. Написать уравнения реакций получения кислорода: а) из оксида марганца (IV); б) из оксида ртути (II); в) из нитрита калия.

24.11. Закончить уравнения реакций: а) HgCl₂ + H₂O₂ + K₂CO₃ = …;

б) AuCl₃ + H₂O₂ + NaOH = …; в) KClO₃ ….

24.12. Сколько миллилитров 3 %-го раствора пероксида водорода (плотность раствора 1, 1 г/мл) и воды надо взять для получения 750 мл 0, 1 М раствора Н₂О₂? (Ответ: 77, 27 мл Н₂О₂; 672, 73 мл Н₂О).

24.13. Закончить уравнения реакций: а) HgCl₂ + H₂O₂ = …;

б) Fe(OH)₂ + O₂ + H₂O = …; в) KMnO₄ ….

24.14. Какой объем 3 %-ного раствора Н₂О₂ (ρ = 1, 1 г/мл) и какая масса кристаллического KMnO₄ прореагировали в кислой среде, если в результате реакции выделилось 1, 12 л кислорода при нормальных условиях?

(Ответ: 51, 52 мл Н₂О₂; 3, 16 г KMnO₄).

24.15. Закончить уравнения реакций получения пероксида водорода:

а) BaO₂ + H₂SO₄ = …; б) Na₂O₂ + H₂O = …; в) BaO₂ + CO₂ + H₂O = ….

24.16. Написать уравнения реакций получения кислорода разложением:

а) KMnO₄; б) K₂Cr₂O₇; в) HgO.

24.17. При взаимодействии подкисленного раствора KI с раствором Н₂О₂ массой 0, 8 г выделилось 0, 3 г йода. Вычислить массовую долю (%) Н₂О₂ в растворе. (Ответ: 5 %).

24.18. Для полного обесцвечивания 20 мл 0, 02 М раствора KMnO₄ в сернокислой среде потребовался равный объем раствора Н₂О₂. Какова молярная концентрация Н₂О₂? Какой объем кислорода (условия нормальные) выделился при этом? (Ответ: 0, 05 М; 22, 4 мл).

24.19. Закончить уравнения реакций: а) K₂Cr₂O₇ + H₂O₂ + H₂SO₄= …;

б) MnSO₄ + H₂O₂ + KOH = …; в) HIO₃ + H₂O₂ = ….

24.20. Какая масса 3, 4 %-го раствора Н₂О₂ требуется для окисления 100 мл 1 М раствора FeSO₄ в присутствии H₂SO₄? (Ответ: 50 г).

Лабораторная работа 25

Сера

Цель работы: изучить химические свойства серы и ее соединений.

Задание: исследовать поведение серы при различных температурах; получить сероводород и изучить его свойства; провести реакцию взаимодействия серы со щелочью и исследовать окислительно-восстановительные свойства продуктов реакции; убедиться на опытах, что концентрированная серная кислота обладает окислительными и водоотнимающими свойствами. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Сера находится в главной подгруппе VI группы. Атом серы на внешнем уровне имеет 6 электронов ( 3s²3p⁴ ). В своих соединениях сера проявляет степени окисления − 2, + 4, +6 и редко + 2.

Сера существует в нескольких аллотропных модификациях. При обычной температуре устойчива ромбическая сера. При 96 °С ромбическая сера переходит в моноклинную. Кристаллы ромбической и моноклинной серы состоят из кольцевых молекул S₈ и отличаются друг от друга взаимной ориентацией колец. Моноклинная сера плавится при 119 °С, превращаясь в янтарно-желтую легкоподвижную жидкость. Около 160 °С кольца молекул S₈ разрываются, образуя бесконечные опирали S_∞, жидкость темнеет и при 200 °С становится темно-коричневой и вязкой, как смола. Дальнейшее нагревание приводит к разрыву и укорачиванию спиральных молекул серы и вязкость жидкой серы уменьшается. При 445 °С сера закипает, образуя оранжево-желтые пары, состоящие из молекул S₈, S₆, S₄, S₂. При выливании кипящей серы в холодную воду образуется пластическая сера, которая постепенно переходит в ромбическую.

Сера – достаточно активный неметалл. При нагревании она окисляет многие простые вещества, но и сама довольно легко окисляется кислородом и галогенами. С водой и разбавленными кислотами сера не реагирует. При нагревании взаимодействует с растворами щелочей:

3S +6KOH = K₂SO₃ + 2K₂S + 3H₂O.

Водородное соединение серы – сероводород Н₂S, ядовитый газ с неприятным запахом. Растворяясь в воде, образует слабую сероводородную кислоту. Соли ее называют сульфидами. Сероводород и сульфиды обладают восстановительными свойствами.

В лаборатории сероводород получают действием кислот на сульфид железа. Сероводород горит на воздухе голубоватым пламенем, образуя SО₂ и Н₂О. При недостатке кислорода он переходит в свободную серу.

Из соединений серы со степенью окисления + 4 наибольшее значение имеет оксид серы (IV). SO₂ (сернистый газ) – бесцветный газ с характерным запахом, ядовит, химически активен. SO₂ хорошо растворим в воде, при этом частично происходит реакция с водой и образуется сернистая кислота. Н₂SO₃ неустойчива, в свободном состоянии не выделена, относится к кислотам средней силы. Сернистая кислота и ее соли ( сульфиты ) обладают окислительными и восстановительными свойствами, причем последние выражены сильнее.

Из соединений серы со степенью окисления +6 наибольшее значение имеет серная кислота – H₂SO₄. Это сильная кислота, с водой смешивается в любых соотношениях с выделением большого количества теплоты за счет образования гидратов. Легко поглощает пары воды из воздуха, отщепляет воду от многих органических веществ (клетчатка, сахар и др.), обугливая их.

Концентрированная H₂SO₄ – сильный окислитель. Неметаллы окисляются ею до своих оксидов, а сама серная кислота восстанавливается в SО₂. Взаимодействие H₂SО₄ с металлами протекает различно в зависимости от ее концентрации и активности металла.

Выполнение работы

Опыт 1. Поведение серы при различных температурах

Сухую пробирку на 1/3 ее объема наполнить серой и медленно нагревать на пламени спиртовки, все время встряхивая. Следить за изменением вязкости и цвета расплавленной серы. Кипящую серу тонкой струей вылить в стакан с холодной водой. Слить воду из стакана и убедиться в пластичности серы. Кусочек пластической серы оставить до конца занятия. Сохраняет ли она свои свойства?

Требование к результатам опыта

Дать объяснение всем наблюдаемым при опыте изменениям.

Опыт 2. Получение и свойства сероводорода

(Проводить в вытяжном шкафу! ). Поместить в пробирку 1 шпатель сульфида железа (II) FeS, укрепить ее вертикально в зажиме штатива и прилить 1–2 мл разбавленной соляной кислоты. Быстро закрыть пробирку пробкой с газоотводной трубкой и слегка подогреть. Когда начнется энергичное выделение газа, поднести к отверстию трубки поочередно полоски влажной индикаторной бумаги и фильтровальной бумаги, смоченной раствором соли свинца. Что наблюдается?

Выделяющийся из пробирки газ зажечь у отверстия трубки. Подержать над пламенем влажную индикаторную бумагу. Что наблюдается?

Внести в пламя горящего сероводорода фарфоровую чашку и наблюдать появление на ней желтого пятна.

Требования к результатам опыта

1. Составить уравнение реакции получения сероводорода.

2. Сделать вывод о кислотно-основных свойствах сероводорода.

3. Закончить уравнения реакций: H₂S + Pb(NO₃)₂ = …;

H₂S + O₂ (избыток) = …;

H₂S + O₂ (недостаток) = ….

Опыт 3. Взаимодействие серы со щелочами

В пробирку поместить 1 шпатель порошка серы и прилить 3–4 мл концентрированного раствора щелочи. Содержимое пробирки прокипятить до пожелтения раствори. Раствор сохранить для следующих опытов.

Требование к результатам опыта

Закончить уравнение реакции S + NaОН = …, указать окислитель и восстановитель и сделать вывод, к какому типу ОВР относится данная реакция.

Опыт 4. Восстановительные свойства сульфидов и сульфитов

Налить в пробирку 1− 2 мл раствора перманганата калия KMnO₄, подкислить его разбавленной серной кислотой и прибавить немного раствора, полученного в опыте 3. Что наблюдается?

Требования к результатам опыта

1. Закончить уравнения реакций: KMnO₄ + Na₂S + H₂SO₄ = …;

KMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂SO₄ = ….

В каждой реакции указать окислитель и восстановитель.

2. Сделать вывод об окислительно-восстановительных свойствах сульфидов.

Опыт 5 . Окислительные свойства сульфитов

К 1− 2 мл раствора, полученного в опыте 3, прилить несколько капель разбавленной соляной кислоты. Что происходит?

Требования к результатам опыта

1. Закончить уравнение реакции Na₂SО₃ + HCl = ….

2. Сделать вывод об окислительно-восстановительных свойствах сульфитов.

Опыт 6. Окислительные свойства серной кислоты

В две сухие пробирки поместить по маленькому кусочку серы и угля, налить в них по 1− 2 мл концентрированной серной кислоты. Пробирки осторожно нагреть и наблюдать постепенное окисление неметаллов.

Требование к результатам опыта

Написать уравнения реакций окисления серы и угля (С) концентрированной серной кислотой.

Опыт 7. Водоотнимающее свойство серной кислоты

· В пробирку налить 1–2 мл концентрированной серной кислоты и опустить в нее лучинку.

· В пробирку насыпать 2 шпателя CuSO₄∙ 5Н₂0 и добавить 1–2 мл концентрированной серной кислоты.

Требование к результатам опыта

Объяснить наблюдаемые явления.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

25.1. Закончить уравнения реакций: а) KMnO₄ + H₂S + H₂SO₄ = …;

б) H₂S + H₂O₂ = …; в) H₂S + NaOH = …; г) Na₂S + H₂O ↔ ….

25.2. Почему сернистая кислота может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства? Составить уравнения реакций взаимодействия H₂SO₃: а) с сероводородом; б) с кислородом.

25.3. Какие свойства в окислительно-восстановительных реакциях проявляет серная кислота? Написать уравнения реакций взаимодействия разбавленной серной кислоты с магнием и алюминием и концентрированной – с медью и серебром.

25.4. Какой объем диоксида серы SO₂ при нормальных условиях можно получить при сжигании серы массой 500 г? (Ответ: 350 л).

25.5. Какие свойства, окислительные или восстановительные, проявляет сернистая кислота при взаимодействии: а) с магнием; б) с иодом; в) с сероводородом? Составить уравнения соответствующих реакций.

25.6. Можно ли окислить сероводород кислородом при 298 К? Ответ мотивировать, вычислив Δ G° реакции 2H₂S (г) + O₂ (г) = 2S (к) + 2H₂O (ж).

( = –33, 8 кДж/моль; = –237, 3 кДж/моль).

(Ответ: –407 кДж).

25.7. Раствор, содержащий 5, 12 г серы в 100 г сероуглерода CS₂, кипит при 46, 67 °С. Температура кипения чистого сероуглерода 46, 20 °С. Эбулиоскопическая константа сероуглерода 2, 37. Вычислить молекулярную массу серы и установить, из скольких атомов состоит молекула серы. (Ответ: 258; S₈).

25.8. Через 100 мл 0, 2 М раствора NaOH пропустили 448 мл SO₂ (н.у.). Какая соль образовалась? Найти ее массу. (Ответ: NaHSO₃; 2, 08 г).

25.9. Закончить уравнения реакций: а) H₂S + SO₂ = …; б) H₂SO₃ + I₂ = …;

в) KMnO₄ + SO₂ + H₂O = …; г) HIO₃ + H₂SO₃ = ….

25.10. Привести примеры уравнений реакций (не менее двух на каждый случай) получения SO₂, которые:

а) сопровождаются изменением степени окисления серы;

б) не сопровождаются изменением степени окисления серы.

25.11. Закончить уравнения реакций: а) S + KOH = …; б) HNO₂ + H₂S = …;

в) Na₂S + NaNO₃ + H₂SO₄ = …; г) H₂S + KMnO₄ + H₂O = ….

25.12. Написать уравнение реакции получения сернистого газа (SO₂) из железного колчедана (FeS₂). Рассчитать объем SO₂ (условия нормальные), который получится при окислении 1, 5 кг железного колчедана. (Ответ: 560 л).

25.13. Закончить уравнения реакций гидролиза в молекулярном и ионном виде:

а) Na₂S + H₂O ↔ …; б) (NH₄)₂S + H₂O = …;

в) Al₂S₃ + H₂O = …; г) Cr₂(SO₄)₃ + Na₂S + H₂O = ….

25.14. Закончить уравнения реакций взаимодействия серной кислоты с металлами: а) Cu + H₂SO₄ (конц.) = …; б) Mg + H₂SO₄ (конц.) = …;

в) Hg + H₂SO₄ (конц.) = …; г) Ni + H₂SO₄ (разб.) = ….

25.15. В 10 л воды растворили 2, 24 л газообразного SO₃ при нормальных условиях. Рассчитать молярную и молярную концентрацию эквивалентов полученного при этом раствора серной кислоты. (Ответ: 0, 008 моль/л; 0, 016 моль/л).

25.16. Сколько миллилитров концентрированной серной кислоты

(ρ = 1, 84 г/мл), содержащей 98 % H₂SO₄, теоретически необходимо для перевода в раствор 10 г меди? Какой объем SO₂ (условия нормальные) выделится при этом? (Ответ: 17 мл; 3, 52 л).

25.17. Определить молярную концентрацию эквивалентов раствора Na₂SO₃, если при окислении 20 мл его в кислой среде требуется 16 мл 0, 05 н. раствора KMnO₄. (Ответ: 0, 04 н.).

25.18. Сколько литров Н₂S (условия нормальные) потребуется для восстановления в сернокислом растворе 100 мл 5, 7 %-го раствора K₂Cr₂O₇ (ρ = 1, 04 г/мл)?

(Ответ: 1, 35 л).

25.19. Какими тремя способами можно получить сероводород, имея в своем распоряжении цинк, серу, водород и серную кислоту? Составить уравнения соответствующих реакций.

⇐ Предыдущая 5 6 7 8 9 101112 13 14 Следующая ⇒