Экспериментальная часть. Опыт 1. Получение солей титана (III)

Опыт 1. Получение солей титана (III).

а) Взаимодействие металлического титана с разбавленными кислотами.

В пробирку с 2 - 3 мл разбавленной серной кислоты внесите два микрошпателя порошка титана и нагрей­те осторожно на слабом пламени 5 - 6 мин. Наблюдайте выделение водорода. Дайте осесть нерастворившемуся титану и отметьте появление фиолетовой окраски раствора, характер­ной для иона титана Ti³⁺. Напишите уравнение реакции.

б) Восстановление солей титанила.

В пробирку, содержа­щую 12 - 15 капель раствора сульфата или хлорида титанила, внесите кусочек цинка. Осторожно нагрейте пробирку на небольшом пламени горелки и наблюдайте окрашивание раствора в фиолетовый цвет, характерный для иона титана Ti³⁺. Напишите уравнение реакции.

Опыт 2. Получение оксида ванадия (V) и исследование его свойств.

В фарфоровый тигель внесите три микрошпателя сухого порошка ванадата аммония. Тигель поставьте на асбестированную сетку, помещенную на кольцо штатива, и нагрейте на небольшом пламени горелки, все время помешивая порошок стеклянной палочкой. Нагревание закончите, когда весь порошок изменит свою окраску.

Полученный продукт кирпично-красного цвета - оксид вана­дия (V) - охладите и разделите на три пробирки. Прибавьте в каждую по 3 - 4 капли: в первую - дистиллированной воды, во вторую - раствора гидроксида натрия, в третью - концентри­рованной серной кислоты. Хорошо размешайте стеклянными палочками и поставьте пробирки в стакан с горячей водой для более быстрого растворения осадков.

Напишите уравнения реакций: а) разложения ванадата аммония; б) растворения V₂O₅ в воде с образованием метаванадиевой кислоты HVO₃ (испытайте на лакмус); в) раство­рения V₂O₅ в щелочи с получением метаванадата натрия; г) растворения V₂O₅ в серной кислоте с получением сульфата диоксованадия (VO₂)₂SO₄.

Опыт 3. Получение гидроксида хрома (III) и изучение его свойств.

Получите в двух пробирках гидроксид хрома взаимо­действием растворов соответствующей соли хрома и гидрокси­да натрия. Отметьте цвет и характер осадка. В одну из пробирок добавьте избыток раствора гидроксида натрия, в другую - несколько капель раствора кислоты. Наблюдайте растворение осадка в обоих случаях. Напишите уравнения соответствующих реакций.

Опыт 4. Окислительные свойства соединений хрома (VI).

а) Окисление иодида калия.

В пробирку внесите 6 - 7 ка­пель раствора дихромата калия, 2 - 3 капли раствора серной кислоты и 3 - 4 капли раствора иодида калия. Как изменилась окраска раствора? Напишите уравнение реакции.

б) Окисление сероводорода.

К 2 - 3 каплям раствора дихро­мата калия прибавьте столько же 1 М серной кислоты и пропустите медленно ток сероводорода до изменения окраски раствора и появления серы в коллоидном состоянии. Напиши­те уравнение реакции.

Опыт 5. Дигидроксид марганца, его получение и свойства.

В три пробирки внесите по 3 - 5 капель раствора какой-либо соли марганца (II) и по 3 - 4 капли 2 М раствора щелочи. Отметьте цвет осадка. В одной из пробирок раз­мешайте осадок стеклянной палочкой и оставьте стоять в штативе на некоторое время. В другую пробирку прилейте 2 - 4 капли 2 М раствора соляной кислоты, в третью – 2 - 4 капли раствора щелочи. Что наблюдается в каждом случае? Как изменился цвет осадка в первой пробирке? Напишите уравнения всех происходящих реакций.

Опыт 6. Восстановительные свойства соединений марганца (II).

К раствору соли марганца (II) добавьте 2 - 3 капли раст­вора щелочи и 3 - 4 капли раствора пероксида водорода с массовой долей Н₂О₂, равной 10 %. Смесь нагрейте до прекращения выделения кислорода вследствие полного разло­жения избытка пероксида водорода. Наблюдайте образование осадка Н₂МnO₃. Напишите уравнение реакции.

Опыт 7. Окислительные свойства перманганата калия.

а) Восстановление перманганата калия сульфитом натрия при различных значениях рН среды.

В три пробирки внесите по 3 - 5 капель раствора перманганата калия. Добавьте по 2 - 4 капли: в первую - 1 М раствора серной кислоты, во вторую - воды, в третью - 2 М раствора щелочи. Во все три пробирки внесите по 2 - 3 микрошпателя сульфита натрия. Наблюдайте изменение окраски раствора в каждой пробирке. Напишите уравнения реакций.

б) Окисление перманганатом калия сульфата марганца.

К 3 - 5 каплям раствора перманганата калия добавьте столько же раствора соли марганца (II).

Отметьте обесцвечивание раствора и образование бурого осадка.

Опустите в пробирку синюю лакмусовую бумажку. Как изменилась ее окраска? Почему? Напишите уравнение реакции.

в) Окисление перманганатом калия пероксида водорода. При­готовьте подкисленный серной кислотой раствор перманганата калия и добавьте к нему 3 - 5 капель раствора пероксида водорода с массовой долей Н₂О₂, равной 10 %. Отметьте обесцвечивание раствора. Напишите уравнение реакции.

Опыт 8. Взаимодействие железа с кислотами.

Налейте в четыре пробирки по пять капель кислот: 2 М НС1, 1 М H₂SО₄, концентрированной H₂SО₄, 2 М HNО₃. В каждую пробирку внесите кусочек железной струж­ки.

Пробирку с концентрированной серной кислотой нагрейте. Затем добавьте во все растворы по капле 0,01 М раствора роданида калия или аммония, которые образуют с ионами железа (III) соль Fe(SCN)₃, окрашенную в красный цвет. В каких пробирках образовались ионы Fe^{3 +}.

В тех кислотах, где не произошло окрашивание раствора в красный цвет, при растворении железа образуются ионы Fe²⁺.

Напишите уравнения реакций растворения железа в различ­ных кислотах.

Опыт 9. Получение дигидроксида железа и исследование его свойств.

Поместите в пробирку три капли раствора соли Мора (NH₄)₂SО₄ · FeSО₄ · 6Н₂О и добавляйте по каплям 2 М раствор щелочи до выпадения зеленоватого осадка дигидроксида железа. Перенесите часть осадка в чистую пробирку и проверьте, взаимодействует ли он с 2 М НС1. Остальной осадок перемешайте стеклянной палочкой и наблюдайте через несколько минут побурение вследствие образования тригидроксида железа.

Напишите уравнения всех происходящих реакций.

Опыт 10. Пассивирование железа.

В пробирку с концентрированной азотной кислотой опусти­те хорошо зачищенную пластинку из мягкой стали. Наблю­дайте быстрое прекращение бурного вначале взаимодействия железа с азотной кислотой. Напишите уравнение реакции пассивирования железа азотной кислотой.

Выньте пластинку из раствора кислоты, несколько раз про­мойте ее водой и опустите в пробирку с раствором сульфата меди. Для сравнения другую железную пластинку (непассивированную) также опустите в раствор сульфата меди. В каком случае железная пластинка покрывается медью? Почему?

Опыт 11. Восстановительные свойства меди.

В три пробирки внесите по кусочку меди и по 5 - 6 капель 1 М растворов кислот: в первую - соляной, во вторую - серной, в третью - азотной. (Опыт проводить под тягой!) Во всех ли пробирках появилось голубое окрашивание, характерное для ионов меди Сu²⁺? Напишите уравнение реакции взаимо­действия меди с азотной кислотой, принимая во внимание, что азотная кислота восстановилась преимущественно до оксида азота NO.

Слейте разбавленные кислоты, ополосните пробирки, оставив в них кусочки меди, и внесите в пробирки по 5 - 6 капель концентрированных растворов тех же кислот. Проследите сначала при комнатной температуре, потом при осторожном нагревании на пламени горелки, во всех ли пробирках протекает реакция. Напишите уравнения протекающих реак­ций.

Обратите внимание на запах диоксида серы SO₂ и на окраску диоксида азота.

Опыт 12. Получение дигидроксида меди и исследование его свойств.

а) Термическая неустойчивость дигидроксида меди.

Получи­те в пробирке малорастворимый дигидроксид меди взаимо­действием 3 - 4 капель раствора сульфата меди с таким же объемом раствора щелочи. Каков цвет выпавшего осадка Сu(ОН)₂? Закрепите пробирку в лапке штатива в слегка наклонном положении и осторожно нагрейте. Как изменяется цвет осадка?

Напишите уравнения реакций получения дигидроксида меди и его разложения с образованием оксида меди.

б) Химические свойства дигидроксида меди. Получите ди­гидроксид меди в двух пробирках взаимодействием нескольких капель раствора сульфата меди и щелочи. В одну пробирку прибавьте дополнительно 5 - 6 капель 2 М раствора щелочи, в другую - такой же объем 1 М раствора серной кислоты. В каком случае осадок Сu(ОН)₂ растворился?

Напишите уравнение реакции и сделайте вывод о хими­ческих свойствах дигидроксида меди.

Опыт 13. Комплексные соединения меди.

В пробирку с 2 - 3 каплями раствора сульфата меди прибавьте несколько капель 2 М раствора гидроксида аммо­ния. Наблюдайте выпадение основной соли (CuOH)₂SО₄. Напи­шите уравнение реакции ее образования.

Продолжайте прибавление раствора гидроксида аммония по каплям до полного растворения основной соли. Напишите уравнение реакции, учитывая, что в избытке раствора аммиака образуются одновременно комплексное основание и комплекс­ная соль меди (II), содержащие медно-аммиачный комплекс­ный ион с координационным числом 4.

Отметьте окраску исходного раствора сульфата меди и раствора, содержащего комплексные соединения меди.

Опыт 14. Растворение цинка в кислотах и щелочах.

Поместите в пробирку 4 - 5 капель 2 М раствора серной кислоты, добавьте один микрошпатель цинковой пыли и подогрейте. Какой газ выделяется? То же проделайте с кон­центрированной серной кислотой. Какой газ выделяется?

Проверьте растворимость цинка в 2 М растворах соляной кислоты и едкой щелочи. Напишите уравнения всех проделан­ных реакций.

Опыт 15. Получение гидроксидов цинка и кадмия и исследование их свойств.

В две пробирки налейте по 3 - 4 капли раствора соли цинка, в две другие - раствора соли кадмия. В каждой про­бирке получите белые студенистые осадки гидроксидов, добавляя по каплям 2 М раствор щелочи. Проверьте, растворяются ли полученные гидроксиды в разбавленной кислоте и в избытке щелочи.

Напишите уравнения всех возможных реакций. Объясните различие в свойствах гидроксидов цинка и кадмия.

Опыт 16. Получение комплексных соединений цинка и кадмия.

Поместите в одну пробирку две капли раствора соли цинка, в другую - раствора соли кадмия и добавьте в каждую по две капли 2 М раствора аммиака. Какие вещества выпадают в осадок? Прибавляйте в обе пробирки по каплям раствор гидроксида аммония до полного растворения осадков.

Учитывая, что для обоих ионов-комплексообразователей координационное число равно 4, напишите уравнения реакций получения комплексных соединений цинка и кадмия. Назовите полученные соединения.

Какой комплексный ион прочнее: [Zn(NH₃)₄]²⁺ или (Cd(NH₃)₄]²⁺? Чем это можно объяснить?

Вопросы и задачи:

1. Напишите электронные формулы атомов циркония, кадмия, железа. какую валентность проявляют эти металлы в невозбужденном и возбужденном состояниях?

2. С помощью уравнений реакций докажите амфотерность гидроксида хрома (III).

3. В какой степени окисления марганец проявляет только окисли­тельные свойства? Напишите электронную формулу марганца в этой степени окисления.

4. К водному раствору сульфата марганца (II) добавлены: а) гидроксид натрия, б) сероводородная вода; в) перманганат калия. Как протекает реакция в каждом отдельном случае? Напишите соответствующие уравнения реакций.

5. Как получить из металлического железа: а) соль железа (II); б) соль железа (III)?

6. Могут ли существовать совместно a) Fe(OH)₃ и СО₂, б) Fe(OH)₃ и H₂S, в) Ni(OH)₂ и Н₂О², г) FeCl₃ и H₂S? Напишите соответствующие уравнения реакций.

7. Пользуясь рядом напряжений металлов, укажите, могут ли медь и серебро при обычных условиях вытеснить водород из разбавленных кислот? В какой разбавленной кислоте металлическая медь растворяется? Напишите уравнение реакции.

8. Какой из гидроксидов — Zn(OH)₂ или Cd(OH)₂ - проявляет более основные свойства. Почему?

9. Напишите уравнения реакций растворения цинка: а) в соляной кислоте; б) в серной кислоте (концентрированной и разбавленной); в) азотной кислоте (концентрированной и разбавленной); г) в щелочи.

10. Составьте уравнения реакций растворения осадков:

а) AgCl + HCN →

б) Fe(OH)₂ + HCN →

в) Fe(OH)₃ + HCN →

Координационные числа для соединений Ag⁺, Fe²⁺ и Fe³⁺ соответ­ственно равны 2, 6, 6.

Работа № 19.