Методические указания по проведению практических работ по неорганической химии (11класс)
учебно-методический материал по химии (11 класс) на тему
Материал предложенного пособия можно использовать при проведении практических работ по неорганической химии в профильных классах или на факультативных занятиях.
Скачать:
Предварительный просмотр:
МУНИЦИПАЛЬНОЕ БЮДЖЕТНОЕ ОБЩЕОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ
«СРЕДНЯЯ ОБЩЕОБРАЗОВАТЕЛЬНАЯ ШКОЛА №21»
Методические указания
по проведению
практических работ
по неорганической химии
Озёрск
2014
Предисловие
Практические и лабораторные работы являются важнейшим этапом учебного процесса, способствующие формированию предметных и ключевых компетенций. Практические и лабораторные работы по неорганической химии позволяют глубже и полнее вникнуть в химические процессы, овладеть основными законами химии.
Настоящий практикум составлен в соответствии с программы курса «Химия» для 11 класса автора О. С. Габриелян. - М.: Дрофа, 2012 г. В данных методических указаниях приведены правила техники безопасности при работе в лаборатории, порядок выполнения студентами лабораторных работ, описание лабораторных работ.
Закреплению учебного материала способствуют приводимые после каждой лабораторной работы контрольные вопросы.
Правила техники безопасности
при подготовке и проведении лабораторных работ.
Работа с небольшими количествами химических веществ снижает возможность несчастных случаев до минимума, но не исключает их. Поэтому каждому работающему в химической лаборатории нужно знать и строго выполнять все правила техники безопасности.
- Работая в химической лаборатории, необходимо соблюдать большую осторожность. Помнить, что неаккуратность, невнимательность,
недостаточное знакомство с приборами и свойствами химических веществ могут повлечь за собой несчастный случай. - Приступать к выполнению задания можно только после разрешения преподавателя.
- Химические реакции выполнять с такими количествами и концентрациями веществ, в такой посуде и приборах, как это указано
в соответствующем разделе руководства. - Проводить опыт в чистой посуде.
- Внимательно прочесть надпись на этикетке, прежде чем взять
вещество. - Все опыты, сопровождающиеся выделением ядовитых летучих
и неприятно пахнущих веществ (например, выпаривание, кипячение растворов кислот, а также растворов, содержащих галогены, аммиак, сероводород, и т.п.) проводить только в вытяжном шкафу. - Выполняя опыты со взрывчатыми, легковоспламеняющимися
веществами или кислотами и щелочами, помимо соблюдения всех других мер предосторожности, работать стоя. Поджигать выделяющиеся газы и пары можно только после предварительной проверки их на чистоту, так как смесь горючего газа с воздухом взрывается. - Наливая или нагревая реактивы, не наклоняться над сосудом,
так как возможно разбрызгивание и даже выброс жидкости. Нагревая
пробирки, колбы, стаканы, не держать их отверстием к себе или в сторону находящихся рядом товарищей. - Нюхать выделяющиеся газы издали, помахивая рукой от сосуда к себе.
- Реактивы не пробовать на вкус, так как большинство из них
ядовиты. - При работе с газоотводной трубкой убирать спиртовку из-под
пробирки с реакционной смесью можно лишь тогда, когда конец газоотводной трубки, опущенный в жидкость, удален из нее. Если убрать горелку преждевременно, то жидкость засосет в реакционную пробирку и может произойти ее разбрызгивание. - В лаборантской комнате должны быть огнетушитель, ящик с
песком, аптечка с медикаментами. - Держать дальше от огня легковоспламеняющиеся вещества:
эфир, бензин, спирт, бензол и др. Если воспламенится бензин, спирт
или эфир, надо немедленно накрыть пламя асбестом или засыпать песком. - Спиртовку нельзя зажигать, наклоняя ее к другой горящей спиртовке; гасить спиртовку, накрывая ее сверху колпачком.
- В случае возникновения пожара в лаборатории немедленно вызвать пожарную охрану. До прибытия пожарных гасить огонь песком,
огнетушителем и водой. - В случае ожога лица, рук кислотой или щелочью необходимо
оказать пострадавшему первую помощь и направить к врачу. - После ознакомления с правилами техники безопасности каждый учащийся должен расписаться в специальном журнале.
Практическая работа №1
«Ионные равновесия в растворах электролитов»
Цель работы:
1.Выяснить факторы, влияющие на смещение равновесия в растворах
электролитов.
2. Установить причину изменения окраски индикаторов в растворах
некоторых солей.
Оборудование: прибор для сравнения электропроводности, хим. стаканы емкостью 50 мл, индикаторные лакмусовые бумажки (красные и синие), пробирки, реактивы.
Теоретическая часть.
В результате взаимодействия с молекулами растворителя электролиты в растворах диссоциируют на ионы. Реакции между ионами и молекулами в растворах электролитов приводят к образованию новых ионов или молекул. Этими новыми соединениями являются малорастворимые или малодиссоциированные соединения или газы.
Ионно-молекулярная форма записи уравнения реакции содержит только те ионы и молекулы, взаимодействие которых приводит к образованию новых малорастворимых или малодиссоциированных соединений или газов.
Ионные равновесия смещаются в том направлении, в котором происходит наиболее полное связывание ионов. Чем в большей степени связываются ионы с образованием новых ионов или молекул, тем в большей степени протекает реакция, т.е. в большей степени реакция идет «до конца».
О направленности реакции можно судить по растворимости малорастворимого соединения, константе диссоциации образующегося малодиссоциированного соединения, летучести или растворимости в воде газообразного продукта.
Ход работы.
Опыт № 1. Электропроводность растворов различных веществ.
Прибор для проведения опыта состоит из эбонитовой пластинки, через которую проходят два угольных электрода, электрической лампочки (включенной в цепь электродов), сигнализирующей о наличии тока в цепи.
При помощи штепсельной вилки прибор присоединяется к электросети. Электроды погружают поочередно в ряд стаканов, наполненных:
1.дистиллированной водой;
2.раствором спирта;
3.раствором сахара;
4.раствором HCI;
5.раствором KNO3;
6.раствором NaOH.
Перед каждым погружением электроды необходимо тщательно промыть дистиллированной водой. Вилку включать в сеть только после погружения электродов.
Задания:
1.В тетради начертить схему прибора для сравнения электропроводности растворов.
2.Отметить, в каких случаях загорается лампочка. Объяснить наблюдаемые явления.
3.Составить уравнение электролитической диссоциации исследуемых электролитов.
Опыт №2. Равновесие в растворе слабой кислоты.
2.1 Налить в пробирку 4-5 мл. воды, прибавить одну каплю концентрированной уксусной кислоты и 1 -2 капли раствора метилоранжа. Какую окраску принимает раствор?
Почему?
Задания:
1. Записать наблюдения, ответив на вопросы, поставленные в тексте опыта.
2.Составить уравнение диссоциации уксусной кислоты и уравнение константы диссоциации.
2.2 Разделить раствор пополам. В одну из пробирок добавить несколько кристалликов ацетата натрия, содержимое пробирки взболтать и сравнить окраску с окраской раствора в первой пробирке.
Задание:
Записать наблюдения. Объяснить наблюдаемое явление, исходя из уравнения константы диссоциации уксусной кислоты.
Опыт №3. Равновесие в растворе слабого гидроксида.
3.1.Налить в пробирку 4-5 мл воды, прибавить 1 каплю концентрированного раствора аммиака и 1 -2 капли раствора фенолфталеина. Какую окраску приобретает раствор? Почему?
Задания:
1. Записать наблюдения, ответив на вопросы, поставленные в тексте
эксперимента.
2. Составить уравнение диссоциации гидроксида аммония NH4OH и уравнение константы диссоциации.
3.2.Разделить раствор пополам. В одну из пробирок добавить несколько кристалликов хлорида аммония. Содержимое пробирки взболтать и сравнить окраску с окраской раствора в первой пробирке.
Задание:
Записать наблюдения. Объяснить наблюдаемое явление, исходя из уравнения константы диссоциации гидроксида аммония.
Опыт №4 Необратимость ионных реакций.
4.1.В три пробирки поместить по 3-4 капли растворов Na2SO4, ZnSO4, AI2(SO4)3 и прибавить по 2-3 капли раствора ВаС12 Что наблюдается?
4.2 В пробирку всыпать немного NaCl и прибавить 3-4 капли концентрированной H2SO4. Наблюдать выделение газа. Какого? Почему нельзя для этой реакции пользоваться разбавленной серной кислотой?
4.3 Маленький кусочек сульфида железа смочить в пробирке 3-4 каплями H2SO4. Определить по запаху выделяющийся газ.
Задания:
1.Составить уравнения химических реакций, происходивших в опытах 4.1 -4.3 в молекулярной и ионной формах.
2.Записать наблюдения.
3.Сделать вывод о том, в каких случаях реакции между растворами электролитов протекают в одном направлении (необратимо).
Опыт №5 Изменение окраски индикаторов в растворах кислот и
щелочей.
5.1 Налить в три хорошо промытых пробирки 2 мл. дистиллированной воды и прибавить раствор лакмуса до хорошо заметной окраски. Отметить цвет лакмуса в водной среде. В одну из пробирок с раствором лакмуса добавить 4-5 капель р-ра серной или соляной кислот, а в другую - столько же капель раствора щелочи. Наблюдать изменение окраски.
5.2 Проделать то же самое, взяв вместо лакмуса фенолфталеин, а затем повторить опыт с метилоранжем.
Задания :
- Наблюдения занести в таблицу №1:
Индикатор | Окраска индикатора | ||
В воде | В кислоте | В щелочи | |
Лакмус | |||
Фенолфталеин | |||
Метилоранж | |
2. Написать уравнения реакций электролитической диссоциации кислоты и щелочи.
3.Указать, какие ионы влияют на изменения окраски индикатора.
Опыт №6 Гидролиз солей.
В 6 пробирок налить по 1 мл. дистиллированной воды и внести порознь по несколько кристалликов К2СО3, Na3PO4, NaCl, AI2(SO4)3, CH3COONa. Содержимое пробирок взболтать и опустить в каждую пробирку концы розовой и синей лакмусовых бумажек, а затем сравнить окраску бумажек с окраской их в шестой пробирке (с водой).
Задания:
- Наблюдение занести в таблицу №2:
Таблица № 2
Формула соли | Окраска лакмусовых бумажек | Среда раствора | |
Розовой | Синей | ||
2.Ответить на вопросы:
2.1Почему произошло изменение окраски лакмусовых бумажек в растворах некоторых солей?
2.2 Какие соли подверглись гидролизу?
3.Написать в молекулярной и ионной формах уравнения реакций гидролиза солей, растворы которых имели, кислую или щелочную реакцию среды.
4.Указать, какие ионы в результате гидролиза соли влияют на изменения окраски индикатора.
Контрольные вопросы:
1. Что называется: а) электролитом б) гидролизом соли?
2. Написать молекулярные и ионные уравнения следующих реакций:
NH4CI + NaOH
CH3COONa + НСl
Сa(ОН)2 + HNO3
MgCO3 + HCI
3. Указать, какие из приведенных ниже солей подвергаются гидролизу: KNO3,Na2SO4, CuCI2, K2S, KBr. Для солей, подвергающихся гидролизу, составить уравнения реакций в молекулярной и ионно-молекулярной формах.
4. Выпадет ли осадок при добавлении хлорида бария к насыщенному раствору сульфата кальция? При добавлении хлорида кальция к насыщенному раствору сульфата стронция? Ответ обосновать.
Практическая работа№2.
«Окислительно-восстановительные реакции»
Цель работы:
1. Проделать окислительно-восстановительные реакции;
2. Научиться составлять уравнения окислительно- восстановительных
реакций.
Оборудование: фарфоровая чашка, пробирки, реактивы.
*Теоретическая часть.
- Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронно-ионного баланса.
- Составить схему реакции с указанием исходных и образующих веществ; отметить элементы, изменяющие степень окисления; найти окислитель и восстановитель.
- Составить схемы полуреакций окисления и восстановления с указанием исходных и образующихся реально существующих в условиях реакции ионов или молекул.
- Уравнять число атомов каждого элемента в левой и правой частях полуреакций; при этом следует помнить, что в водных растворах в реакциях могут участвовать молекулы Н2О, ионы Н+ или ОН-.
Избыток кислорода в кислой среде связывается ионами водорода с образованием молекул воды, а в нейтральной и щелочной – молекулами воды с образованием гидроксид-ионов, например:
MnO4- + 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O (кислая среда),
NO3- + 6H2O + 8e- = NH3 + 9OH- (нейтральная или щелочная среда).
Присоединение кислорода восстановителем осуществляется в кислой и нейтральной средах за счет молекул воды с образованием ионов водорода, а в щелочной среде – за счет гидроксид-ионов с образованием молекул воды, например:
I2 + 6H2O - 10e- = 2IO3- + 12H+ (кислая или нейтральная среда),
CrO2- + 4OH- - 3e- = CrO42- + 2H2O (щелочная среда).
- Уравнять суммарное число зарядов в обеих частях каждой полуреакции.
- Подобрать множители (основные коэффициенты) для поуреакций так, чтобы число электронов, отдаваемых при окислении, было равно числу электронов, принимаемых при восстановлении.
- Сложить уравнения полуреакций с учетом найденных основных коэффициентов.
- Расставить коэффициенты в уравнении реакции.
Ход работы:
Опыт1.
К раствору KJ добавить по каплям хлорной воды ( хлорная вода — вода, насыщенная хлором). Наблюдать выделение иода и его исчезновение в результате дальнейшего окисления до JO3.
Задания:
- Написать уравнения реакции выделения иода из раствора иодида калия.
- Определить окислитель и восстановитель, расставить коэффициенты методом электронного баланса.
- Записать наблюдения и ионное уравнение данной реакции (в полном и сокращенном видах)
Опыт №2.
Поместить в пробирку 2-3 кусочка гранулированного цинка и подействовать на него раствором РЬ(СН3СОО)2.Набдлюдать выделение кристаллов металлического свинца.
Задания:
- Написать уравнение реакции вытеснения свинца из раствора его соли.
- Определить окислитель и восстановитель, расставить коэффициенты методом электронного баланса.
- Записать наблюдения и ионное уравнение данной реакции (в полном и сокращенном видах) .
Опыт №3
В пробирку с раствором CuSO4 внести очищенную от ржавчины железную проволочку или гвоздик. Наблюдать выделение меди.
Задания:
- Написать уравнение реакции выделения меди из раствора ее соли.
- Определить окислитель и восстановитель, расставить коэффициенты методом электронного баланса.
- Записать наблюдения и ионное уравнение данной реакции (в полном и сокращенном видах)
Опыт 4. (групповой)
В раствор Нg(NО3)2 опустить предварительно обезжиренную промыванием в бензоле десятикопеечную монету. Наблюдать выделение ртути. (Опыт проводится поя наблюдением преподавателя. Монету, покрытую ртутью, сдать лаборанту).
Задания:
1.Написать уравнение реакции выделения ртути из ее соли.
2.Определить окислитель и восстановитель, расставить коэффициенты методом электронно-ионного баланса.
3.Записать наблюдения и ионное уравнение данной реакции (в полном и сокращенном видах).
0пыт№5 (проводится в вытяжном шкафу).
В две пробирки положить маленькие кусочки меди, затем добавить в одну пробирку 1 мл. разбавленной азотной кислоты, а другую - по каплям концентрированную азотную кислоту. Отметить выделения газа.
Задания:
1. Написать уравнения реакций, взаимодействия меди с разбавленной и концентрированной азотной кислотой, учитывая, что разбавленная HNO3, восстанавливается медью до оксида азота (П), а концентрированная - до оксида азота (IV).
2.Определить окислитель и восстановитель, расставить коэффициенты методом электронно-ионного баланса.
3.Записать наблюдения.
Опыт №6.
6.1.Поместить в пробирку около 2 мл. разбавленной серной кислоты (среда), 2 мл. раствора Na2SO3 и 4-5 капель раствора КМnО4. Наблюдать изменения окраски раствора до полного его обесцвечивания.
6.2.К раствору КМnО4 прибавить равный объем конц. КОН, а затем по каплям добавить раствор Na2SO3. Наблюдать появление зеленой окраски.
6.3.К раствору КМnО4 добавить несколько капель расвтора Na2SO3.Наблюдать выделение бурого осадка МnО2.
На характер протекания и состав продуктов окислительно-восстановительных реакций влияет среда, в которой эта реакция осуществляется. Особенно наглядно это прослеживается в поведении перманганата калия как окислителя. В кислой среде он образует свои соли MnSO4; МnС12 (в зависимости от кислоты, взятой для подкисления). в нейтральной среде восстановление КМпО4 сопровождается образованием МnО2. а в сильнощелочной среде - К2Мn04.
Задания:
- Написать уравнения реакций окисления КМлО4 сульфитом натрия в кислой, щелочной и нейтральной средах.
- Определить окислитель и восстановитель, расставить коэффициенты методом электронно-ионного баланса.
- Записать наблюдения.
Контрольные вопросы:
1. Какие реакции называются окислительно-восстановительными?
2. Что называется степенью окисления?
3. Что называется окислением (восстановлением)?
4. Что называется окислителем (восстановителем)?
5. Как меняется степень окисления элемента: а) претерпевающего окисление (восстановление), б) выполняющего функцию окислителя (восстановителя)?
6. Какова степень окисления: а) азота в соединениях KNO3; NaNO2; N2; NH3, б) хлора в соединениях НС1; НСl; С12; НСlO4, в) хрома в соединениях СгС13;CrO3; K2Cr207; Na2Cr04.
7. Проставьте степени окисления атомов элементов в соединениях:
К2В4О7; CaMnO4; NaCIO4; Sn(SO4)2.
8. В следующих уравнениях реакций определите окислитель и восстановитель, их степень окисления, расставьте коэффициенты:
Р + HNO3 + Н2О Н3РО4 + N0
Ni + HNO3 Ni(NO3)2 + NO + Н20
Аl + NaOH + Н20 NaAlO2 + Н2
МпО2 + КСlO3 + КОН K2MnO4 + KCI + Н20
NaCrO2 + Br2 + NaOH NaBr + Na2Cr04 + Н2О
K2Mn04 + Н2О KMnO4 + MnO2 +KOH
Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2S + H20
Практическая работа №3
«Соединения неметаллов»
Цель. Изучить свойства некоторых неметаллов и их соединений.
Оборудование: пробирки, реактивы.
Теоретическая часть.
Неметаллические элементы в основном расположены в правой верхней части периодической системы. Так как в периодах слева направо у атомов элементов увеличиваются заряды ядер и уменьшаются атомные радиусы, а в группах сверху вниз атомные радиусы также возрастают, то понятно, почему атомы неметаллов сильнее, чем атомы металлов, притягивают наружные электроны. В связи с этим у неметаллов преобладают окислительные свойства. Особенно сильные окислительные свойства, т. е. способность присоединять электроны, проявляют неметаллы, находящиеся во 2-м и 3-м периодах VI—VII групп. Самым сильным окислителем является фтор. В соответствии с численными значениями относительных электроотрицательностей окислительные способности неметаллов увеличиваются в следующем порядке:
Si, В, Н2, Р, С, S, Ь, N2, СЬ, О2, F2.
Следовательно, энергичнее всего взаимодействует с водородом и металлами фтор:
Фтор — самый типичный неметалл, которому нехарактерны восстановительные свойства, т. е. способность отдавать электроны в химических реакциях.
Кислород же, судя по его соединениям с фтором (OF2, O2F2), может проявлять и положительную степень окисления, т. е. являться восстановителем.
Все остальные неметаллы проявляют восстановительные свойства. Причем эти свойства постепенно возрастают от кислорода к кремнию:
О2, Сl, N2 , I2, S, С, Р, Н2 , В, Si.
Ход работы.
Опыт1.Получение хлора, брома и йода. Их химические свойства.
Опыт проводится в вытяжном шкафу.
- Получение хлора.
Внести в отдельные пробирки по одному микрошпателю диоксида марганца, диоксида свинца, дихромата калия и перманганата калия. В каждую из них добавьте по 2-3 капли концентрированной соляной кислоты. Если реакция протекает недостаточно энергично, содержимое пробирки следует осторожно нагреть.
Задание.
1. Напишите уравнения реакций.
- Определить окислитель и восстановитель, расставить коэффициенты методом электронно-ионного баланса.
- Записать наблюдения.
- Получение брома и йода.
В две пробирки внести по 1 микрошпателю диоксида марганца. В одну пробирку внесите 2-3 кристалла бромида калия, а в другую – столько же иодида калия. Затем в обе пробирки добавьте по 1-2 капли концентрированной серной кислоты. Если реакция протекает недостаточно энергично, содержимое пробирки следует осторожно нагреть.
Задание.
1. Напишите уравнения реакций.
- Определить окислитель и восстановитель, расставить коэффициенты методом электронно-ионного баланса.
- Записать наблюдения.
Опыт2. Осаждение малорастворимых галогенидов серебра.
Обнаружение галогенид-ионов в водном растворе основано на реакции: А+ + Х- = АХ, где Х- = Cl-, Br-, I-.
В три пробирки поместите по несколько капель растворов с Cl-, Br-, I- - ионами соответственно. Добавьте в каждую пробирку столько же капель раствора нитрата серебра.
Задание.
1. Напишите уравнения реакций.
2. Опишите цвет и консистенцию образующихся осадков.
3. По справочнику запишите значения констант Пр AgCl, Пр AgBr, Пр AgI.
Опыт 3. Получение диоксида серы, кислотные свойства сернистой кислоты.
(Выполнять в вытяжном шкафу)
3.1. К 2-3 микрошпателям сульфита натрия, помещенным в пробирку с газоотводной трубкой, добавьте 8-10 капель разбавленной соляной кислоты. Пробирку слегка нагрейте и пропустите выделяющийся газ в другую пробирку, наполненную на 1/4 водой.
Осторожно определите запах полученного раствора. Сохраните полученный раствор для последующих опытов, закрыв пробирку пробкой.
Задания.
- Зарисуйте прибор.
- Напишите уравнения реакций.
- Запишите наблюдения.
3.2. К нескольким каплям полученного раствора добавьте лакмус.
Задания.
- Напишите уравнения ступенчатой диссоциации сернистой кислоты, выражения для К1и К2 и их числовые значения.
- Отметьте наблюдения.
Опыт4. Восстановительные свойства сернистой кислоты.
Прибавьте раствор сернистой кислоты, полученной в опыте 2 , по каплям к следующим растворам до обесцвечивания окислителя или до полного изменения его окраски:
- к 3-4 каплям бромной воды;
- к 1-2 каплям раствора перманганата калия;
- к 2-3 каплям раствора дихромата калия, подкисленного равным объемом разбавленной серной кислоты.
Задания.
- Напишите уравнения реакций.
- Определить окислитель и восстановитель, расставить коэффициенты методом электронно-ионного баланса.
- Записать наблюдения.
Опыт 5. Свойства серной кислоты.
5.1. Опыт проводится в вытяжном шкафу.
В пробирку поместите 1-2 небольших кусочка медной стружки и 4-5 капель концентрированной серной кислоты. Укрепите пробирку в штативе и осторожно нагрейте. Обратите внимание на выделение газа и цвет образующегося раствора. Поднесите к отверстию пробирки бумажку, смоченную раствором перманганата калия. Какой газ выделяется?
5.2. Повторите предыдущий опыт, взяв вместо меди цинк. Определите выделяющийся газ с помощью фильтровальной бумаги, смоченной раствором соли свинца.
Задания.
- Напишите уравнения реакций.
- Определить окислитель и восстановитель, расставить коэффициенты методом электронно-ионного баланса.
- Записать наблюдения.
Опыт6. Растворимость сульфатов Ca2+, Sr2+,Ba2+,Pb2+.
Налейте в четыре пробирки по 3-4 капли раствора сульфата натрия. Добавьте в одну из них 3-4 капли раствора хлорида кальция, в другую - соли стронция, в третью – соли бария, в четвертую – нитрат свинца.
Задания.
- Написать уравнения реакций в молекулярной и ионной форме.
- Сделать вывод о растворимость сульфатов в воде.
- Сравнить величины Пр образующихся малорастворимых сульфатов. В каком случае происходит более полное осаждение сульфат – ионов? Почему?
Опыт7. Получение фосфатов кальция.
В три пробирки налить растворы фосфата, гидрофосфата и дигидрофосфата натрия и к каждому из растворов добавить раствор хлорида кальция. В каких пробирках выпадает осадок?
Задания.
- Написать уравнения реакций в молекулярной и ионной форме.
- Сделать вывод о растворимость фосфатов кальция в воде.
Опыт8. Гидролиз ортофосфатов натрия.
В три пробирки налить по 5-6мл воды и добавить по несколько капель раствора лакмуса. Одну пробирку оставить как контрольную для сравнения, во вторую добавить немного кристаллического фосфата натрия, в третью – немного кристаллического дигидрофосфата натрия. После этого перемешать содержимое пробирок до растворения солей и сравнить окраску индикатора в них с контрольной пробиркой. Какова реакция среды в каждой из пробирок?
Задания.
- Ответить на вопрос, поставленный в опыте.
- Объяснить и подтвердить расчетом кислую среду в третьей пробирке.
Контрольные вопросы.
1.Объяснить, почему сила галогеноводородных кислот возрастает с увеличением порядкового номера галогенов. Почему в этом же направлении повышается восстановительная активность галогеноводородов и галогенидов?
2.Указать все возможные степени окисления галогенов в соединениях. При каких степенях окисления галогены обладают окислительно-восстановительной двойственностью? Привести примеры.
3.Почему фтор не обладает переменной валентностью?
4.Написать реакции взаимодействия хлора со щелочами на холоду и при нагревании.
5.Написать три типа реакций разложения хлорноватистой кислоты.
6.Сравнить произведения растворимости хлоридов серебра, свинца и ртути.
7.Почему плавиковая кислота — самая слабая из всех галогеноводородных кислот?
8.При каких условиях можно получить хлорат калия из поташа и свободного хлора?
9.Как получить хлорат калия, имея серную кислоту, диоксид марганца,
хлорид натрия, воду и металлический калий?
10.Закончить уравнения окислительно-восстановительных реакций и указать окислители и восстановители:
1) KI + H2O2 + H2SO4 —>
- Br2 + Cl2 + H20
- KNO2+KI+H2SONO +
- ВаО2 + 2С1О2
- NaIO3+SO2 + H2O
- NalO3 + NaHSO3
- Kl (изб.) + Cl2 + H2O
9) KI + Cl2 (изб.) + H2O
9) KC1O3 + H2SO4 (конц.)
- KI + H2SO4 (конц.) —>
11.Назвать аллотропные модификации серы и указать температуры их превращений. При какой температуре сера плавится?
12.Указать возможные степени окисления серы в соединениях. При каких степенях окисления сера обладает окислительно-восстановительной двойственностью? Привести примеры.
13.Указать способы получения тиосульфата натрия. Написать его структурную формулу.
14.Сравнить константы диссоциации следующих кислот: сероводородной, сернистой, уксусной, хлорноватистой, угольной и синильной. Назвать самую сильную и самую слабую.
15.Сравнить произведения растворимости труднорастворимых сульфатов.Указать наименее растворимый сульфат и вычислить концентрацию сульфат-иона в насыщенном растворе этой соли.
16.В чем выражается сходство селена и теллура с серой?
17.Как изменяются кислотные и окислительные свойства в ряду кислот: сернистая, селенистая и теллуристая?
18.Почему фосфин проявляет более слабые основные свойства чем аммиак? '
19.Напишите структурные формулы мета-, орто- и пирофосфорных фосфористой, фосфорноватистой и фосфорноватой кислот и укажите их основности.
20.Закончить уравнения следующих реакций:
- Р + Ва(ОН)2 + Н2О
- NaPO3 + Cr2O3
- Na2HPO4 + NH4OH + MgCI2
Практическая работа№4.
«Магний и щелочноземельные металлы»
Цель работы.
1. Сравнить свойства соединений магния и щелочноземельных металлов.
2. Повторить понятие произведения растворимости.
Оборудование: штатив, пробирки, пробирка с газоотводной трубкой, реактивы.
Теоретическая часть.
Магний Mg, кальций Ca, стронций Sr и Ba являются типичными металлами. На внешнем электронном слое атомов этих элементов находится по два электрона: в своих соединениях они всегда имеют степень окисления 2+.
Реакционная способность этих металлов довольно высока: по химической активности они уступают лишь щелочным металлам. В ряду напряжений все четыре металла расположены значительно левее водорода. С водой Ca, Sr, Ba реагируют уже на холоду, Mg – при кипячении.
Оксиды всех металлов с общей формулой МеО, получаемые обычно при обжиге карбонатов, представляют собой белые кристаллические вещества. По отношению к воде оксид магния инертен; оксиды кальция, стронция и бария с водой взаимодействуют легко, образуя при этом соответствующие гидроксиды Ме(ОН)2.
Гидроксиды магния и всех щелочноземельных металлов проявляют только основные свойства. За исключением Mg(OH)2, все они относятся к сильным основаниям. Mg(OH)2 в воде мало растворим ( 10-4г/л), а потому его легко можно выделить из растворов солей Mg2+. С увеличением порядкового номера элемента растворимость гидроксидов увеличивается: для Ca(OH)2 она составляет около 2 г /л, для Ba(OH)2 - около 60 г/л. В лабораторной практике применяют растворы Ca(OH)2 (известковая вода) и Ba(OH)2 (баритовая вода).
Большинство солей магния и щелочноземельных металлов в воде растворимы хорошо. К малорастворимым солям относятся: сульфаты – MeSO4, карбонаты - MeCO3 и ортофосфаты - Me3(PO4)2. Причем растворимость сульфатов резко уменьшается от Mg к Ba (MgSO4 обладает высокой растворимостью; CaSO4 частично растворим; SrSO4 и BaSO4 практически нерастворимы).
При действии избытка углекислого газа на водные суспензии карбонатов последние легко переводятся в хорошо растворимые бикарбонаты по схеме:
MeCO3 + CO2 + H2O = Me(HCO3)2
Природную воду, содержащую соли кальция и магния, называют жесткой. При этом различают временную (устраняемую кипячением) и постоянную жесткости. Временная жесткость обусловлена наличием в воде бикарбонатов – Me(HCO3)2, постоянная жесткость - хлоридов и сульфатов MeCl2, MeSO4. Количественно жесткость оценивают суммарным числом мг-эквивалентов ионов Ca2+ и Mg2+, содержащихся в 1 л воды.
В водных растворах соли щелочноземельных металлов гидролизу по катиону не подвергаются.
Летучие соли кальция, стронция и бария окрашивают несветящееся пламя газовой горелки соответственно в кирпично-красный, карминовый и бледно-зеленый цвета.
Ход работы.
Опыт1. Образование малорастворимых сульфатов.
1.1 К растворам хлорида магния, кальция, стронция и бария добавить по каплям 2н раствор H2SO4. Отметить в каких пробирках выпал осадок. Обратить внимание на время выпадения осадков в двух последних пробирках.
Задания:
- Запишите в молекулярном и ионном видах уравнения реакций
образования сульфатов. Укажите наблюдения.
2. Сделать вывод о растворимости сульфатов магния, кальция, стронция и бария.
1.2 В две пробирки внести по 5-10 капель раствора SrCl2 , в одну из них добавить равный объем насыщенного раствора CaSO4, а в другую - равный объем насыщенного раствора BaSO4. Почему осадок выпадает только в первой пробирке?
Задания:
- Запишите в молекулярном и ионном видах уравнения реакций
образования сульфатов. Укажите наблюдения.
- Ответьте на вопрос, поставленный в ходе эксперимента. Дать объяснение, исходя из произведения растворимости солей.
Опыт 2. Образование малорастворимых карбонатов.
2.1 К растворам хлорида магния, кальция, стронция и бария прилить раствор K2CO3. Испытать отношение осадков к соляной кислоте.
Задания:
1. Запишите в молекулярном и ионном видах уравнения реакций
образования карбонатов, их взаимодействия с соляной кислотой. Укажите наблюдения.
2.2 Влить в стаканчик 3 мл известковой воды, 7 мл дистиллированной воды и пропускать из аппарата Киппа ток CO2 со скоростью, позволяющей вести счет пузырьков газа. Наблюдать выпадение осадка, растворяющегося при пропускании избытка CO2.
Как из образовавшегося в растворе бикарбоната кальция выделить в осадок карбонат кальция двумя различными методами?
Задания:
1. Запишите в молекулярном и ионном видах уравнения реакций
образования карбонатов. Укажите наблюдения.
2. Ответьте на вопрос, поставленный в ходе эксперимента.
Опыт3. Образование малорастворимых оксалатов.
3.1 К растворам хлоридам магния, кальция, стронция и бария добавить раствор (NH4)2C2O4. Что наблюдается?
Задания:
1. Запишите в молекулярном и ионном видах уравнения реакций
образования оксалатов. Укажите наблюдения.
Опыт4. Образование малорастворимых хроматов.
К растворам хлоридов магния, кальция, стронция и бария добавить раствор K2CrO4. Что наблюдается?
Задания:
1. Запишите в молекулярном и ионном видах уравнения реакций
образования хроматов. Укажите наблюдения.
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ
- Какие степени окисления способны проявлять s-элементы II группы?
- Как изменяются свойства щелочноземельных элементов по подгруппе?
- В чем состоит отличии бериллия от нижестоящих элементов?
- Что Вы выберите, Na или Bе, чтобы восстановить CaCl2 до Ca?
- Какое из двух оснований более сильное: Ca(OH)2 или Ba(OH)2?
- Как изменяется значения температуры плавления в ряду простых веществ Be-Mg-Ca-Sr-Ba-Ra?
- Какая соль – Be(NO3)2 или Мg(NO3)2 – при одинаковых условиях в большей степени подвергаются гидролизу? Написать уравнения гидролиза этих солей. Как сместится равновесие гидролиза при добавлении кислоты? При добавлении раствора соды?
- Вычислите произведение растворимости SrCO3, если в 5 л насыщенного раствора содержится 0,05 г. этой соли.
- Сколько воды потребуется для растворения одного грамма BaCO3, произведение растворимости которого равно 1,9*10-9?
Практическая работа№5
"Амфотерные гидроксиды и их свойства"
Цель работы:
- Получить гидроксиды цинка, алюминия и испытать их свойства.
- Проверить амфотерные свойства алюминия.
- Изучить свойства соединений олова(ll) и свинца.
Оборудование: штатив с пробирками, спиртовка, лучинка, растворы — хлорида или сульфата цинка, сульфата алюминия, нитрата свинца(П), сульфата марганца(ll),растворы — хлорида олова (II), хлорида или нитрата висмута, гидроксида калия или натрия, растворы — серной, соляной и азотной кислот; азотная кислота (d=l,4), 30%-ный раствор серной кислоты, 30%-ный раствор гидроксида натрия, алюминиевые стружки, оксид свинца(lV).
Теоретическая часть.
Электролитическая диссоциация гидроксидов амфотерных металлов — алюминия, цинка, хрома, олова и некоторых других — в кислой среде идет по уравнению
Zn(0H)2=Zn 2+ +2 0H
В щелочной среде эти гидроксиды диссоциируют по уравнению
Zn(0H)2 =2Н+ + Zn022
или Zn2++2OH = Zn(OH)2 = 2H+ + ZnO22
При написании уравнений реакций между амфотерными гидроксидами и кислотами формулу основания записывают в обычной форме (Zn(OH)2), а в реакции со щелочью удобней записывать в форме кислоты (H2Zn02).
Ход работы.
Опыт№1. Получение гидроксида цинка и испытание его амфотерных свойств.
Налить половину пробирки раствора какой-нибудь соли цинка и прибавить несколько капель гидроксида натрия до образования белого осадка. Разлить полученный раствор вместе с осадком в две пробирки. В одну из них прилить щелочи, а в другую — кислоты до растворения осадка.
Задания:
- Написать в молекулярной и ионной формах уравнения реакций: образования гидроксида цинка действием щелочи на соль цинка; взаимодействия серной или соляной кислоты с гидроксидом цинка; взаимодействия щелочи с гидроксидом цинка. Записать наблюдения.
- Сделайте вывод о свойствах гидроксида цинка.
Опыт№2. Свойства алюминия: отношение к кислотам и щелочам.
2.1 В три пробирки налить на четверть объема растворы кислот: в одну — соляной, в другую — серной, в третью — азотной. Опустить в каждую пробирку немного стружек алюминия. Наиболее энергично реакция идет с соляной кислотой, значительно медленнее с серной кислотой, а с разбавленной азотной кислотой алюминий не реагирует. Когда в первых двух пробирках начинается энергичное выделение газа, попробовать поджечь его горящей лучинкой.
2.2 Проводить под тягой
В пробирку налить очень немного азотной кислоты (к.) и бросить в нее алюминиевые стружки. Слегка нагреть раствор и наблюдать сначала медленное, а затем бурное протекание реакции, которую можно замедлить или почти прекратить, прибавив в пробирку большое количество воды.
2.3 Налить четверть пробирки 30%-ного раствора гидроксида натрия и насыпать в него немного алюминиевых стружек. Когда начнется энергичное выделение газа, поджечь его горящей лучинкой.
Задания:
- Написать уравнения реакций, происходящих между: алюминием и серной кислотой; алюминием и соляной кислотой; алюминием и азотной кислотой (d=l,4); алюминием и щелочью. Записать наблюдения.
- Сделайте вывод о свойствах алюминия.
Опыт№3. Получение гидроксида алюминия и испытание его амфотерных свойств.
Налить половину пробирки раствора сернокислого алюминия и прибавить несколько капель гидроксида натрия или гидроксида калия до образования белого осадка. Разлить полученный раствор вместе с осадком в две пробирки. В одну из них прилить щелочи, а в другую — соляной или серной кислоты до растворения осадка.
Задания:
1. Написать в молекулярной и ионной формах уравнения реакций:
образования гидрокида алюминия действием щелочи на сульфат алюминия; взаимодействия серной или соляной кислоты с гидроксидом алюминия; взаимодействия щелочи с гидроксидом алюминия, с образованием соли состава NaAlO, или КА102. Записать наблюдения.
2. Сделайте вывод о свойствах гидроксида алюминия.
Опыт№4. Восстановительные свойства хлорида олова(II).
Налить четверть пробирки какой-либо соли висмута и прибавить к нему гидроксида натрия до получения осадка.
В другую пробирку налить хлорида олова (II) и прибавить к нему гидроксида натрия до растворения получающегося осадка.
К полученному раствору станнита натрия прибавить ранее приготовленный белый осадок гидроксида висмута. Наблюдать почернение осадка.
Задания:
1. Написать в молекулярной и ионной формах уравнения реакций:
между нитратом или хлоридом висмута и гидроксидом натрия; взаимодействия хлорида олова (II) с гидроксидом натрия; взаимодействия станнита натрия с гидроксидом висмута с образованием металлического висмута и станната натрия.
Указать, какой элемент окислился, какой восстановился и какое вещество является окислителем и восстановителем. Записать наблюдения.
2. Сделайте вывод о свойствах хлорида олова(II).
Опыт№ 5 Свойства соединений свинца.
5.1. Налить четверть пробирки раствора нитрата свинца (II) и приливать к нему по каплям раствор гидроксида натрия до выпадения белого осадка. Полученный осадок вместе с раствором разлить в две пробирки. В одну из пробирок прилить разбавленной азотной кислоты, а в другую — избыток гидроксида натрия до растворения осадка.
5.2. В пробирку насыпать немного оксида свинца(lV), затем прибавить 10-15 мл 30%-ной серной кислоты и 2-3 капли разбавленного раствора сульфата марганца(ll). Кипятить содержимое пробирки 1-2 мин (осторожно!) и дать жидкости отстояться. Наблюдать окрашивание раствора в фиолетовый цвет (НМnО4).
5.3. К раствору нитрата свинца(П) прилить раствор соляной кислоты. Нагреть жидкость с осадком. Как изменяется растворимость хлорида свинца при нагревании?
5.4. К раствору нитрата свинца(П) прилить раствор серной кислоты.
Задания:
1. Написать в молекулярной и ионной формах уравнения реакций взаимодействия: нитрата свинца(II) с гидроксидом натрия; гидроксида свинца(II) с азотной кислотой; гидроксида свинца(П) с гидроксидом натрия; нитрата свинца(II) с соляной кислотой; нитрата свинца(II) с серной кислотой. Записать наблюдения.
2. Написать уравнение окислительно-восстановительной реакции между сернокислым марганцем(П) и двуокисью свинца в присутствии серной кислоты, с образованием марганцовой кислоты (НМnО4). Записать наблюдения.
Контрольные вопросы.
- Почему алюминий вытесняет водород из воды только при добавлении щёлочи? Написать уравнения соответствующих реакций.
- Сравнить массы гидрида кальция и металлического алюминия, необходимых для получения 50 л водорода?
- Как из алюмоаммониевых квасцов получить:
- гидроксид алюминия;
- сульфат бария;
- алюминат калия.
Написать уравнения соответствующих реакций.
- Закончить уравнения реакций:
- Al2(SO4)3 + Na2S + H2O →
2)AlCl3 + Na2CO3 + H2O →
3)Al + KOH + H2O →
4)Zn(NO3)2 + Na2CO3 + H2O →
5)Zn + NaNO3 + NaOH →
6)Na2[Zn(OH)4] + H2O →
- Напишите в молекулярной и ионно-молекулярной форме реакции гидролиза хлорида алюминия, ацетата цинка.
- Напишите в молекулярной и сокращённой ионной формах уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений:
Al2(SO4)3 → X → Y → Al
Назовите вещества X и Y.
- Имеется смесь опилок алюминия, цинка и меди. Масса твёрдого осадка после обработки образца этой смеси массой 8 г избытком концентрированной азотной кислоты составила 1,52 г. Образец этой же смеси массой 3 г внесли в избыток концентрированного раствора щёлочи, масса нерастворимого остатка составила 0,6 г. Определите массовые доли металлов в смеси.
- К раствору, содержащему хлорид алюминия массой 32 г, прилили раствор, содержащий сульфит калия массой 33 г. Какой осадок образуется? Определите массу осадка.
Практическая работа №6
"Металлы побочных подгрупп"
Цель работы:
1. Получить гидроксиды хрома (III), железа (II) и (III) и испытать их свойства.
2. Проверить окислительно-восстановительные свойства соединений хрома и железа разных степеней окисления.
3. Выполнить и запомнить качественные реакции на ионы Fe 2+ и
Fe3+.
Оборудование: спиртовка, стеклянная палочка, пробирки, реактивы.
Теоретическая часть.
Металлические элементы побочных подгрупп являются d-элементами. У их атомов, как правило, на наружном энергетическом уровне сохраняются два s-электрона, а очередные, или порядковые, электроны помещаются не на наружных, а на предпоследних энергетических уровнях. У некоторых, например, у атомов хрома Сг и меди Си, происходит так называемый «провал» наружных электронов и на наружном уровне остается только по одному электрону. Этим и объясняются их отличительные свойства.
Закономерности изменения химической активности у элементов побочных подгрупп в направлении сверху вниз иные, нежели в главных подгруппах. В побочных подгруппах химическая активность (с некоторыми исключениями) соотствующих металлов уменьшается. Так, например, золото химически менее активно по сравнению с медью.
Однако отдельные общие закономерности проявляются и у металлических элементов побочных подгрупп. Отметим важнейшие из них.
- У d-элементов III—VII групп максимальная положительная степень окисления совпадает с номером группы.
- Некоторые d-элементы VIII группы, например рутений
и осмий, также образуют соединения, в которых их
максимальная степень окисления равна +8, т.е. соответствует номеру группы.
3. С увеличением степени окисления атомов металлов
побочных подгрупп основные свойства их оксидов и гид-
оксидов уменьшаются, а кислотные — усиливаются. Например, СгО — основный оксид, Сг2О3 — амфотерный оксид, СгОз — кислотный оксид. Последнему оксиду соответствуют следующие кислоты и соли: Н2СгО4 — хромовая кислота; Na2СгО4 , К2СгО4 — хроматы, Н2Сг207 — двухромовая кислота; Nа2Сг207, К2Сг207 — дихроматы.
Ход работы.
Опыт №1. Получение хромитов и хроматов.
1.1. В 2-е пробирки с раствором соли хрома (III) прибавьте по каплям раствор щелочи до образования осадка. В одну из них прилейте раствор серной или соляной кислот, в другую - щелочи. Наблюдайте происходящие в пробирках изменения.
Задания:
1. Напишите в молекулярном и ионном видах уравнения реакций получения гидроксида хрома (III) и растворения его в растворе кислоты и в избытке раствора щелочи.
2. Напишите наблюдения.
3. Сделайте вывод о свойствах гидроксида хрома (III).
1.2. К 1 мл раствора соли хрома (Ш) прибавьте избыток раствора щелочи до растворения образовавшегося осадка, а затем - раствор перекиси водорода. Раствор нагрейте. Наблюдай re изменение цвета раствора.
Задания:
1. Напишите в молекулярном и ионном видах уравнение реакции получения метахромита соответствующего металла.
2. Составьте окислительно-восстановительное и ионное уравнения реакции, проходящей между:
- хромитом Na или К и перекисью водорода в щелочной среде. Состав продуктов реакций определите по изменению окраски раствора.
3. Запишите наблюдения и сделайте вывод об окислительно-восстановительных свойствах соединений Сг3+.
Опыт2. Окислительные свойства дихроматов.
К раствору дихромата калия прибавьте раствор серной кислоты, а затем - раствор сульфита натрия до изменения окраски раствора.
Задания:
1. Напишите уравнение окислительно-восстановительной реакции в молекулярном и ионном видах.
2. Запишите наблюдения: сделайте вывод о свойствах дихроматов.
Опыт № 3. Перевод хроматов в дихроматы и обратно.
К раствору хромата натрия прибавьте раствор серной кислоты. Что наблюдаете? К полученному раствору прибавьте раствор щелочи. Как объяснить происшедшие изменения окраски растворов?
Задание:
Запишите наблюдения и напишите молекулярные и ионные уравнения реакций, объясняющие наблюдаемые явления.
Опыт № 4. Получение гидроксидов железа (II) и (III) и испытание их свойств.
4.1. Растворите в пробирке с 3-4 мл дистиллированной воды несколько кристалликов сульфата железа (II), прибавьте к нему раствор щелочи до образования осадка. Полученный осадок вместе с раствором разлейте в 3 пробирки. В одну из них прилейте раствор серной или соляной кислот, в другую - раствор щелочи, а третью оставьте стоять на воздухе. Наблюдайте происходящие в пробирках изменения.
Задания:
1. Напишите в молекулярном и ионном видах уравнения реакций получения гидроксида железа (II) и окисления его кислородом воздуха.
2. Сделайте вывод о кислотно-основных свойствах гидроксида железа (II), подтвердив его записью соответствующих наблюдений и уравнений реакций 9 молекулярном и ионном видах.
4.2. Аналогично получите из соли гидроксид железа (III) и проверьте его кислотно-основные свойства.
Задание:
Результаты эксперимента занесите в тетрадь, подтвердив их записью соответствующих уравнений реакций.
Опыт №5. Гидролиз солей трехвалентного железа.
5.1. 1-2 капли раствора хлорида железа (III) перенесите стеклянной палочкой на синюю и розовую лакмусовые бумажки.
Задания:
1. Запишите наблюдения, сделайте вывод.
2. Напишите в молекулярном и ионном видах уравнения реакции гидролиза хлорида железа (Ш).
5.2. К раствору хлорида железа (III) прилейте раствор карбоната натрия и наблюдайте образование осадка гидроксида железа (III) и выделение пузырьков углекислого газа.
Задания: 1. Напишите в молекулярном виде уравнения реакций, происходящих между:
- хлоридом железа (III) и карбонатом натрия;
- карбонатом железа и водой.
Суммируйте оба уравнения, запишите итоговое уравнение в молекулярном и ионном видах.
Опыт№ 6. Окисление сульфата железа (II) перманганатом калия.
Налейте в пробирку 1 мл раствора перманганата калия, 2-3 капли раствора серной кислоты, прибавьте несколько кристалликов сульфата железа (II) и взболтайте. Что наблюдаете?
Задания:
1. Запишите наблюдения.
2. Составьте молекулярное и ионные уравнения окислительно-восстановительной реакции. Состав продуктов реакции определите по изменению окраски раствора. Коэффициенты расставьте методом электронного-ионного баланса.
Опыт № 7 Открытие в растворе ионов Fe2+ и Fe3+
Ионы двух- и трехвалентного железа дают с красной K3[Fe(CN)6] и желтой K4[Fe(CN)6] кровяной солью очень характерно окрашенные .соединения, по которым может быть определено их присутствие в растворе.
7.1. К свежеприготовленному раствору сульфата железа (II) прилейте раствор красной кровяной соли K3[Fe(CN)6]. Наблюдайте выпадение осадка, отметьте его цвет.
7.2. К раствору хлорида железа (Ш) прилейте раствор желтой кровяной соли K4[Fe(CN)6]. Что наблюдается?
Задания:
Напишите в молекулярном и ионном видах уравнения реакций взаимодействия между солями железа и растворами красной и желтой кровяных солей (ферроцианидов калия). Сделайте вывод:
1. О кислотно-основных свойствах гидроксидов Fe2+ и Fe3+.
2. Об окислительно-восстановительных свойствах соединений Fe+2 и Fe+3.
Контрольные вопросы и задачи:
1. По каким признакам и как подразделяются металлические элементы в периодической системе элементов?
2. Каково местоположение металлических элементов в периодической системе?
3. В чем состоит сущность металлической связи? Чем она похожа и чем отличается от ковалентной?
4. Чем и как объясняются характерные для металлов физические свойства?
5. Почему элементарные металлы проявляют только восстановительные свойства?
6. Какие практически важные выводы можно сделать на основании ряда напряжений? Какие несоответствия наблюдаются в этом ряду и как их разъяснить?
7. С помощью, каких реакций можно осуществить следующие превращения:
7.1. Fe FeCI2 FeCl3 Fe(OH)3 Fe2O3
7.2. Fe FeCl3 Fe(OH)3 Fe2(SO4)3
S. Закончите уравнения реакций. Составьте электронные уравнения, расставьте коэффициенты:
8.1. КМпО4 + НСl CI2 + MnCl2 + КСl + H2O
8.2. СгСl3 + Br2 + KOH K2CrO4 + KBr + KCl + H2O
8.3. HgS + HCl + HNO3 S + HgCl2 + NO + H2O
9. При нагревании железо реагирует с хлором и серой, образуя соответственно хлорид железа (III) и сульфид железа (II). Сколько граммов железа вступит в реакцию с 2 моль хлора и 1,5 моль серы?
10. На смесь железа и меди массой 1,76 г. подействовали горячей серной кислотой объемом 7 мл с массовой долей H2SO4 70 % (пл. 1,6). Определите: состав смеси, сколько и какой газ выделился в результате реакции.
Литература:
1.Начала химии. Кузьменко Н.Е., Еремин В.В., Попков В.А. 7-е изд., перераб. и доп. - М.: 2002
2. Г.П. Хомченко «Химия для поступающих в вузы», М., Высшая школа; 1994.
3. «Руководство к лабораторным работам по общей и неорганической химии» под руководством Кульба Ф.Я.; Химия, 1976.
4. В.М.Потапов «Химия», М., Высшая школа, 1985.
По теме: методические разработки, презентации и конспекты
![](/sites/default/files/pictures/2014/02/18/picture-407245-1392720968.jpg)
Методические указания для проведения практических работ по биологии для студентов 1 курса (специальности технического профиля)
Методические указания для проведения практических работ по биологии составлены для студентов 1 курса. Содержат 12 практических работ, которые включают название работы, цель, сформулированные задания, ...
Методические указания для выполнения лабораторных работ по неорганической химии
В работе содержатся методические рекомендации к выполнению работ по общей и неорганической химии для учащихся 1 курса СПО....
![](/sites/default/files/pictures/2013/10/29/picture-329999-1383060599.jpg)
Методические указания для проведения практической работы по дисциплине "Машиностроительное производство"
Разработка содержит указания для проведения практической работы с примером решения....
![](/sites/default/files/pictures/2015/10/13/picture-679298-1444748104.png)
Методические указания для проведения практических работ по дисциплине ОДП 02. Физика.
В методической разработке представлен материал в помощь студентам в подготовке и выполнении практических работ, а также облегчить работу преподавателя по организации и проведению практических ...
![](/sites/default/files/pictures/2022/06/13/picture-842937-1655141416.jpg)
Методические указания по проведению практических работ по дисциплине «Теория вероятностей и математическая статистика» для 1 курса СПО (заочное отделение).
Методические указания по проведению практических работ по дисциплине ЕН.02 «Теория вероятностей и математическая статистика» для специальности 09.02.01 Компьютерные системы и комплексы пре...
Методические указания по проведению практических работ по учебной дисциплине ЕН.01 МАТЕМАТИКА для специальности (группы специальностей): 38.02.01 Экономика и бухгалтерский учет (по отраслям)
Методические указания по организации и проведению практической работы студентов предназначены для обучающихся специальности 38.02.01. Экономика и бухгалтерский учет (по отраслям) для закрепления...
Методические указания по проведению практических работ по учебной дисциплине Математика для специальности (группы специальностей): 35.02.12 Садово-парковое и ландшафтное строительство
Методические указания по организации и проведению самостоятельной работы студентов предназначены для обучающихся по специальности 35.02.12 Садово-парковое и ландшафтное строительство для закрепл...