Соединения мышьяка, сурьмы, висмута

У мышьяка, сурьмы и висмута, вследствие увеличения радиуса атомов, закономерно изменяются химические свойства: мышьяк является неметаллом, сурьма – сильно амфотерный металл, а висмут – металл со слабыми признаками амфотерности. С соединениями мышьяка в учебных лабораториях опытов не проводят, так как они очень ядовиты. У сурьмы и висмута наибольший интерес представляют их соединения в степенях окисления +3 и +5: гидроксиды, соли и сульфиды.

Экспериментальная часть

Целью работы является получение и исследование свойств наиболее распространенных соединений азота, фосфора, сурьмы и висмута.

Опыт 1. Получение и обнаружение аммиака

Смесь кристаллического хлорида аммония и гидроксида натрия (или KOH), поместить в пробирку и осторожно нагреть на спиртовке.

Выделение аммиака установить с помощью влажной универсаль-ной индикаторной бумаги или с помощью стеклянной палочки, смочен-ной концентрированной соляной кислотой.

В отчете описать опыт и свои наблюдения, а также уравнения ре-акций образования аммиака и белого дыма около стеклянной палочки.

Опыт 2. Восстановительные свойства аммиака

В две пробирки поместить по 5–6 капель растворов перманганата калия и дихромата калия, подкислить их серной кислотой и прибавлять по каплям раствор аммиака до обесцвечивания первого и изменения окраски второго. В отчёте написать уравнения реакций и найти в них коэффициенты методом полуреакций.

Опыт 3. Окислительно-восстановительная двойственность нитритов

1. Окислительные свойства нитритов. Провести в пробирке (под тягой!) реакцию между растворами NaNO₂ (или КNO₂) и подкисленным раствором NaI (или KI), обратить внимание на изменение окраски раствора и цвет выделяющегося газа. В отчете описать опыт и составить уравнения реакций: а) нитрита с иодидом в присутствии серной кислоты; б) окисления образующегося оксида азота (II) кислородом воздуха на выходе из пробирки. Первую реакцию уравнять методом полуреакций.

2. Восстановительные свойства нитритов. Выбрать из штатива два известных окислителя и провести их восстановление нитритом натрия (или калия) в кислой среде. Описать ход опыта, написать уравнения реакций.

В выводе объяснить причину окислительно-восстановительной двойственности нитритов.

Опыт 4. Взаимодействие азотной кислоты с металлами Внимание! Опыты с азотной кислотой проводятся в вытяжном шкафу.

В отдельных пробирках провести шесть опытов по взаимодействию разбавленной HNO₃ (из штатива) и концентрированной HNO₃ (хранится в вытяжном шкафу) с магнием, цинком и медью. Гранулы цинка и меди после опыта обмыть струей воды и возвратить для повторного использования. Описать наблюдения, составить уравнения реакций и подобрать в них коэффициенты методом полуреакций, сделать выводы. В выводах отразить влияние природы металла (положение в ряду напряжений) и концентрации азотной кислоты на состав продуктов её восстановления в этих реакциях.

Опыт 5. Вскрытие минерала расплавленным нитратом

Смесь твердых КNO₃ и KOH расплавить в тигле на пламени спиртовки и добавить в расплав немного MnO₂. Наблюдать образование в расплаве манганата калия, имеющего красивую окраску цвета морской волны или бирюзы. Составить уравнение реакции, подобрать коэффициенты методом полуреакций.

Опыт 6. Получение и обнаружение фосфорной кислоты

Подействовать концентрированной азотной кислотой на небольшое количество красного фосфора (опыт проводить под тягой, обратить внимание на окраску выделяющегося газа). К полученному раствору прибавить раствор молибдата аммония (1–2 капли). В отчете описать опыт, привести уравнение реакции фосфора с HNO₃, уравняв его методом полуреакций.

Найти в учебных пособиях формулу окрашенного комплексного соединения, которое образуется при взаимодействии H₃PO₄ с молибдатом аммония и написать уравнение его образования. Как называется класс неорганических соединений, к которому принадлежит это вещество?

Опыт 7. Гидролиз фосфатов

С помощью универсальной индикаторной бумаги определить среду и рН раствора Na₃PO₄ или K₃PO₄. Написать молекулярные и ионные уравнения ступенчатого гидролиза этой соли. Используя табличные значения констант ступенчатой диссоциации ортофосфорной кислоты (К ₁ = 7,1·10^–3, К₂ = 6,2·10^–8, К₃ = 5,0·10^–13), вычислить константу гидролиза и степень гидролиза в 1 М растворе по каждой ступени.

В отчете привести все уравнения реакций и все расчеты. В выводе указать, какая из ступеней гидролиза имеет практическое значение, а какие можно в общем случае не учитывать.

Опыт 8. Получение нерастворимых фосфатов

Используя раствор ортофосфата натрия (или калия) и растворы других солей, имеющихся в штативе, провести по своему выбору не ме­нее пяти ионообменных реакций получения нерастворимых фосфатов.

В отчете написать уравнения реакций и привести после каждой из них справочную величину произведения растворимости полученной со­ли, например:

Na₃PO₄ + 3AgNO₃ = 3NaNO₃ + Ag₃PO₄↓; ПР(Ag₃PO₄) = 1,3·10^–20

В выводе указать практическое значение проведенных реакций; какие из них используются при водоподготовке для «доумягчения» воды?

Опыт 9. Получение гидроксидов сурьмы (III) и висмута (III) и исследование их свойств

1. Получение гидроксида сурьмы (III). В две пробирки поместить по 3-4 капли раствора хлорида сурьмы (III). В каждую пробирку приба­вить по 3-5 капель раствора щелочи до выпадения осадка. В одной из пробирок на осадок гидроксида сурьмы (III) подействовать соляной ки­слотой (добавить несколько капель), в другую - раствором щелочи.

Наблюдать протекание реакций в обоих случаях. В отчете описать опыт, написать все уравнения проделанных реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде. Сделать вывод об основно-кислотных свойтвах гидроксида сурьмы (III).

2. Получение гидроксида висмута (III). Получить нерастворимый Bi(OH)₃ взаимодействием нитрата висмута (III) с раствором щелочи. Подействовать на осадок азотной кислотой и щелочью. Почему с кислотой гидроксид висмута взаимодействует, а со щелочью реакция не идёт?

В отчете описать опыт, написать уравнения реакций получения гидроксида висмута (III) и его взаимодействия с азотной кислотой в мо­лекулярном и ионно-молекулярном виде.

Опыт 10. Гидролиз солей сурьмы (III) и висмута (III)

В две пробирки налить 4–5 капель раствора хлорида сурьмы (III) и нитрата висмута (III). В каждую пробирку добавлять по каплям воду, перемешивая раствор стеклянной палочкой. Наблюдать помутнение растворов и выпадение осадков основных солей.

Прибавить несколько капель концентрированной соляной кислоты к хлориду сурьмы (III) и концентрированной азотной кислоты к нитрату висмута (III); осадки при этом растворяются. Снова прилить воду, наблюдается вторичное образование осадка. Объяснить это явление. В отчете написать в молекулярном и ионно-молекулярном виде уравнения следующих реакций: а) гидролиза хлорида сурьмы (III) и нитрата висмута (III) в две ступени с образованием основных солей – хлорида дигидроксосурьмы (III) и нитрата дигидроксовисмута (III); б) разложения основных солей с образованием оксохлорида сурьмы (III) SbOCl и оксонитрата висмута (III) BiONO₃; в) растворения осадков оксосолей при приливании кислот.

В выводе объяснить причину гидролиза солей сурьмы и висмута, а также указать, какая из солей гидролизуется в большей степени и почему.

Опыт 11. Получение и изучение свойств сульфидов сурьмы (III) и висмута (III)

1. Сульфид сурьмы (III). В пробирку с 2–3 каплями раствора хлорида сурьмы (III) прибавить 5–8 капель раствора сульфида натрия (или сульфида аммония), обратить внимание на яркую окраску образующегося сульфида сурьмы (III). После отстаивания осадка слить с него жидкость, после чего добавить раствор сульфида натрия (или аммония).

Перемешивая осадок стеклянной палочкой, наблюдать его растворение с образованием сульфосоли Na₃SbS₃. К полученному раствору прибавить 5–6 капель концентрированной соляной кислоты, при этом снова образуется сульфид сурьмы (III) и выделяется газ с характерным запахом. По запаху определить, какой газ выделяется.

В отчете описать опыт и составить уравнения реакций: а) получе-ния сульфида сурьмы (III); б) его растворения в сульфиде натрия; в) разложения сульфосоли соляной кислотой. В выводе привести общее название всех сульфидов, растворяющихся в растворах сульфидов щелочных металлов и аммония. Объяснить причину неустойчивости сульфокислот.

2. Сульфид висмута (III). Получить сульфид висмута (III) по ионообменной реакции нитрата висмута (III) с сульфидом натрия, отметить цвет осадка. Подействовать на осадок раствором Na₂S – осадок не растворяется. Слить раствор с осадка и подействовать на него концентрированной азотной кислотой – осадок растворяется (для ускорения реакции пробирку можно подогреть на пламени спиртовки).

В отчете описать опыт. Составить уравнения реакций получения сульфида висмута (III) и его взаимодействия с HNO₃, имея в виду, что вторая реакция является окислительно-восстановительной, в которой образуются нитрат висмута (III), серная кислота и оксид азота (II). Уравнять реакцию методом полуреакций. Объяснить, почему сульфид висмута (III) не образует сульфосоль при взаимодействии с раствором сульфида натрия.

Дополнительные задания к лабораторной работе

1. Какие опытные данные свидетельствуют о химической инертно-сти азота, как объясняется в теоретической химии инертность азота?

2. Газообразный аммиак обесцвечивает подкисленный раствор перманганата калия; напишите уравнение соответствующей реакции.

3. Объясните, почему азотистая кислота и ее соли обладают окислительно-восстановительной двойственностью? Напишите уравнения всех возможных реакций нитрита калия с хлоратом калия и укажите среди них наиболее вероятную.

4. Напишите уравнения всех возможных реакций разбавленной азотной кислоты с цинком и укажите термодинамически наиболее вероятную реакцию.

5. Расплавленная смесь KNO₃ (NaNO₃) c KOH (NaOH) называется окислительной смесью. Она применяется при вскрытии минералов. Напишите уравнение вскрытия этой смесью минерала пиролюзита.

6. Ортофосфорную кислоту для химических целей получают взаи-модействием красного фосфора с концентрированной азотной кислотой. Напишите уравнение этой реакции.

7. Чем отличается взаимодействие As₂S₃ и Sb₂S₃ с концентрированной азотной кислотой от взаимодействия Bi₂S₃ с этой же кислотой?

8. Почему сульфиды As₂S₃, As₂S₅, Sb₂S₃ и Sb₂S₅ называются сульфоангидридами? Напишите уравнения соответствующих реакций.

 

Лабораторная работа 6.

Тема: ГЛАВНАЯ ПОДГРУППА ЧЕТВЕРТОЙ ГРУППЫ

(углерод, кремний, германий, олово, свинец)

Главную подгруппу четвертой группы периодической системы Д.И. Менделеева составляют химические элементы углерод, кремний, германий, олово и свинец. Их простые вещества и многие соединения широко используются в жизни и деятельности человека.

Углерод – основа органической химии, но и в неорганической химии его соединения представлены достаточно полно. Изучение неорганических соединений углерода начинается с получения углекислого газа и нерастворимых карбонатов, с изучения гидролиза растворимых карбонатов.

При изучении соединений кремния особое внимание уделяют кремниевой кислоте, так как это случай нерастворимой кислоты и гелеобразного состояния вещества, с которыми знакомятся студенты при изучении химии. Полезны также опыты по получению нерастворимых и гидролизу растворимых силикатов, так как они позволяют сравнить их с аналогичными соединениями углерода.

Германий и его соединения редки, и в учебных целях не используются. Олово, свинец и их соединения, наоборот, широко используются в лабораторных целях. Эти металлы можно получать из растворов их солей вытеснением более активными металлами. Оксиды и гидроксиды этих металлов амфотерны.

Особое внимание уделяется окислительно-восстановительным свойствам соединений олова и свинца. Хлорид олова (II) используется в химических лабораториях и для технических целей как восстановитель, а диоксид свинца – как один из самых сильных окислителей.

Элементы одной подгруппы – это в общем сходные элементы, но каждый из них обладает многими индивидуальными особенностями. Для олова и свинца отличие проявляется, в частности, при получении и растворении сульфидов. Сульфид двухвалентного олова SnS нерастворим в разбавленных кислотах, но растворим в концентрированной HCl и в кислотах-окислителях; с сульфидами щелочных элементов и сульфидом аммония он не взаимодействует. Сульфид четырёхвалентного олова SnS₂ – сульфоангидрид, т.е. он взаимодействует с растворами сульфидов щелочных элементов и аммония с образованием растворимых сульфосолей. Сульфид двухвалентного свинца PbS относится к сульфидам, растворимым в кислотах-окислителях, а сульфид четырёхвалентного свинца не существует вследствие разложения в момент образования по реакции внутримолекулярного окисления-восстановления.

Экспериментальная часть

Целью работы является получение и исследование свойств наибо-лее распространенных соединений углерода, кремния, олова и свинца.

Опыт 1. Получение оксида углерода (IV) и его растворение в воде

Собрать простейшую установку для получения оксида углерода (IV) по рисунку 12а или 12б. В первом случае используется колба Вюрца (1), плотно закрывающаяся пробкой (3), а во втором – круглодонная колба (2), которая также закрывается пробкой со вставленной в нее газоотводной стеклянной трубкой (4). В обоих случаях конец газоотводной трубки опускается в пробирку с водой (5).

Рис.4. Установки для получения диоксида углерода 1 – колба Вюрца; 2 – колба; 3 – пробка; 4 – газоотводная трубка; 5 – пробирка

В реакционный сосуд (1) или (2) положить 3–4 маленьких кусочка мрамора, внести 5 капель воды и 10 капель концентрированной соляной кислоты. Быстро закрыть реакционный сосуд пробкой, конец газоотводной трубки опустить в пробирку с дистиллированной водой. Пропускать газ 2–3 мин, после чего проверить среду полученного в пробирке раствора универсальной индикаторной бумагой.

Описать опыт. Написать схему равновесия, существующего в водном растворе диоксида углерода. Как и почему смещается это равновесие при добавлении в раствор щелочи и кислоты?

Опыт 2. Получение малорастворимых карбонатов

В трех пробирках получить карбонаты кальция, стронция и бария взаимодействием растворимых солей этих металлов с раствором карбоната натрия. Дать растворам отстояться, после чего из пробирок слить, удалить пипеткой или кусочком фильтровальной бумаги всю (или хотя бы часть) жидкость. Добавить к осадкам по одной капле концентрированной соляной кислоты. Что наблюдается? Написать уравнения получения карбонатов и их взаимодействия с соляной кислотой в молекулярном и ионно-молекулярном виде.

Опыт 3. Гидролиз растворимых карбонатов

С помощью универсальной индикаторной бумаги установить среду растворов карбонатов натрия и калия. Написать уравнения гидролиза в молекулярном и ионно-молекулярном виде и объяснить, почему в обоих случаях среда одинаковая.

Опыт 4. Получение кремниевой кислоты

К 4–5 каплям раствора силиката натрия добавить 6–7 капель 2 н. соляной кислоты. Наблюдать образование геля кремниевой кислоты. Написать уравнение реакции. Объяснить, почему формула кремниевой кислоты H₂SiO₃ является условной, каков действительный состав геля?

Опыт 5. Получение малорастворимых силикатов

В три пробирки внести по 3–4 капли растворов хлорида бария, хлорида никеля (II) и сульфата меди (II). Добавить в каждую пробирку по 2–3 капли раствора силиката натрия. Описать опыт, написать уравнения реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде, отметить цвет осадков.

Опыт 6. Гидролиз растворимого силиката

С помощью универсальной индикаторной бумаги установить среду раствора силиката натрия. Написать уравнение гидролиза в молекулярном и ионном виде. Объяснить, почему среда раствора Na₂SiO₃ более щелочная, чем раствора Na₂CO₃.

Опыт 7. Получение олова и свинца

В одну пробирку внести раствор хлорида олова (II), а в другую – нитрата свинца (II). В каждую пробирку опустить по одной грануле цинка. Наблюдать появление на гранулах мелких кристалликов металлического олова и свинца. Написать уравнения реакций и объяснить их самопроизвольное протекание. Возможно ли протекание таких реакций, если гранулы цинка заменить на кусочки меди? Сформулировать вывод.

Опыт 8. Получение гидроксидов олова (II) и свинца (II) и исследование их основно-кислотных свойств

1. Гидроксид олова (II). В двух пробирках получить гидроксид олова (II) взаимодействием раствора хлорида олова (II) с гидроксидом аммония.

Для исследования свойств гидроксида олова (II) в одну пробирку добавить соляную кислоту, в другую – избыток раствора щелочи.

Написать молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций получения гидроксида олова (II) и взаимодействия его с раствором гидроксида натрия и соляной кислотой, учитывая, что в щелочном растворе образуется гидроксокомплексное соединение.

2. Гидроксид свинца (II). Взаимодействием растворённого нитрата свинца (II) с гидроксидом аммония получить в двух пробирках гидро-ксид свинца (II). Отметить цвет осадка. Растворить осадок, добавляя в первую пробирку 2 н. азотную кислоту, а во вторую – раствор щелочи. Написать уравнения реакций получения гидроксида свинца (II) и взаимодействия его с кислотой и щелочью в молекулярном и ионно-молекулярном виде.

Почему для растворения Sn(OH)₂ можно использовать серную и соляную кислоту, а для растворения Pb(OH)₂ – нельзя?

Сформулировать вывод об основно-кислотных свойствах гидроксидов олова (II) и свинца (II).

Опыт 9. Получение гидроксида олова (IV) и оксида свинца (IV) и исследование их основно-кислотных свойств

1. Гидроксид олова (IV). В две пробирки внести по 3–5 капель раствора хлорида олова (IV) и добавить гидроксид натрия до появления осадков гидроксида олова (IV). Растворить осадки, добавляя в первую пробирку разбавленную соляную кислоту, а во вторую – разбавленный раствор гидроксида натрия. Написать уравнения получения гидроксида олова (IV) и его взаимодействия с кислотой и раствором щелочи в молекулярном и ионно-молекулярном виде.

2. Амфотерные свойства оксида свинца (IV). В фарфоровый тигель внести один микрошпатель оксида свинца (IV), 6–8 капель концентрированного раствора гидроксида натрия и нагреть тигель на спиртовке. После охлаждения отобрать пипеткой в пробирку образовавшийся раствор гексагидроксоплюмбата (IV) натрия и добавить к нему по каплям концентрированную соляную кислоту до появления осадка хлорида свинца (IV) желтого цвета.

Написать уравнения реакций получения гексагидроксоплюмбата (IV) натрия и его взаимодействия с соляной кислотой. Какие свойства проявляет оксид свинца (IV) в этом опыте?

Как можно на опыте установить свойства оксида свинца (IV), противоположные тем, которые он проявляет при взаимодействии с гидроксидом натрия? Чем затруднено проведение такого опыта?

Опыт 10. Гидролиз солей олова (II) и свинца (II)

1. Гидролиз хлорида олова (II). В пробирку с 3–4 каплями воды опустить 2–3 кристаллика хлорида олова (II). Размешать содержимое пробирки стеклянной палочкой до полного растворения кристаллов и с помощью универсальной индикаторной бумаги определить рН раство-ра. Добавить в пробирку еще 5–6 капель воды, отметить образование осадка основной соли – хлорида гидроксоолова (II). Прибавлением какого реактива можно уменьшить гидролиз хлорида олова (II)? Проверить свое заключение опытом. Написать уравнения всех реакций. Указать тип гидролиза и рН среды. Объяснить влияние добавления воды и кислоты на смещение равновесия гидролиза этой соли.

2. Гидролиз нитрата свинца (II). Поместить в пробирку несколько кристалликов нитрата свинца (II) и 3–4 капли дистиллированной воды. Размешать содержимое пробирки стеклянной палочкой до полного растворения соли. Определить рН полученного раствора с помощью универсального индикатора. Какова среда этого раствора? Нагреть раствор в пламени спиртовки, добавить 2–3 капли карбоната натрия, снова нагреть. Наблюдать выпадение осадка основной соли свинца (PbOH)₂CO₃, состав которой можно также выразить формулой 2PbCO₃·Pb(OH)₂. В какой кислоте растворяется этот осадок? Проверить свое заключение на опыте.

Написать уравнение гидролиза нитрата свинца (II) по первой ступени. Как влияет добавление карбоната натрия на этот процесс? Происходит ли здесь взаимное усиление или взаимное ослабление гидролиза Pb(NO₃)₂ и Na₂CO₃? Написать уравнение совместного гидролиза нитрата свинца (II) и карбоната натрия.

Опыт 11. Окислительно-восстановительные свойства соединений свинца и олова

1. Восстановление перманганата калия хлоридом олова (II). В пробирку с раствором перманганата калия добавить для создания кислой среды разбавленную соляную кислоту, а затем раствор хлорида олова (II). Что наблюдается? Описать опыт и написать уравнение реакции, определив стехиометрические коэффициенты методом полуреакций. Используя стандартные значения окислительно-восстановительных потенциалов jº показать возможность протекания реакции.

2. Окисление иодида калия оксидом свинца (IV). В пробирку внести один микрошпатель оксида свинца (IV), 3–5 капель 2 н. серной кислоты и 5–6 капель йодида калия. Нагреть пробирку на спиртовке. Отметить изменение цвета раствора. Перенести стеклянной палочкой каплю этого раствора в пробирку с 8–10 каплями раствора крахмала. Отметить появление синей окраски раствора. На образование какого вещества указывает появление этой окраски раствора крахмала?

Описать опыт и написать уравнение реакции, определив стехио-метрические коэффициенты методом полуреакций. Используя стан-дартные значения окислительно-восстановительных потенциалов ϕº, показать возможность протекания реакции.

3. Окисление сульфата марганца (II) оксидом свинца (IV). В про-бирку поместить оксид свинца (IV) на кончике микрошпателя, добавить 6–8 капель 2 н. азотной кислоты и одну каплю раствора сульфата марганца (II). Содержимое пробирки прокипятить, дать раствору отстояться. Отметить окраску полученного раствора.

Написать уравнение реакции, учитывая, что образовалась марган-цевая кислота и соль свинца (II). По результатам опыта сравнить окислительные свойства оксида свинца (IV) и MnO ₄^- -ионов и сопоставить результаты сравнения со значениями jº соответствующих полуреакций.

Опыт 12. Получение сульфидов олова и свинца и исследование их свойств

В три пробирки внести растворы солей: в первую – хлорида двухвалентного олова, во вторую – хлорида олова (IV), в третью – нитрата свинца (II). Добавить в каждую пробирку по 2–3 капли сульфида аммония (NH₄)₂S. Отметить образование сульфидов соответствующих металлов во всех пробирках, энергично перемешать стеклянной палочкой их содержимое, после чего разделить каждый осадок на две части. К одной из них прибавить избыток сульфида аммония, а к другой – концентрированную азотную кислоту. Во всех ли пробирках наблюдается растворение осадков?

В отчете описать опыт, написать уравнения реакций получения сульфидов олова и свинца в молекулярном и ионном виде и указать их цвет. Написать уравнение реакции сульфида олова (IV) с сульфидом аммония и cделать вывод о его принадлежности к сульфоангидридам.

Объяснить, почему сульфида олова (II) и сульфид свинца (II) с сульфидом аммония не взаимодействуют.

Написать уравнения окислительно-восстановительных реакций при взаимодействии SnS, SnS₂ и PbS с концентрированной азотной кислотой, учитывая, что преимущественным продуктом восстановления кислоты является оксид азота (IV).

Результаты исследования свойств сульфидов представить в виде таблицы

Взаимодействие сульфидов свинца и олова с сульфидом аммония и азотной кислотой

Сульфид	Реагент	Уравнение реакции
SnS SnS2 PbS	(NH4)2S (NH4)2S (NH4)2S
SnS SnS2 PbS	HNO3 HNO3 HNO 3

Таблица Стандартные электродные потенциалы полуреакций

Полуреакция	jо, В
Sn2+ + 2e = Sn Sn4+ + 2e = Sn2+ Sn4+ + 4e = Sn	–0,14 +0,15 +0,01
Pb2+ + 2e = Pb Pb4+ + 2e = Pb2+ Pb4+ + 4e = Pb	–0,13 +1,80 +0,84
PbO2 + 4H+ + 2e = Pb2+ + 2H2О MnO4- + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O	+1,46 +1,51
Cr2O72 - + 14H+ + 6e = 2Cr3+ + 7H2O I 2 + 2e = 2I–	+1,33 +0,54
Mn2+ + 2e = Mn	–1,19

 

Дополнительные задания к лабораторной работе

1. Покажите уравнениями реакций получение углекислого газа из природных соединений (минералов) кальцита, магнезита и малахита.

2. Растворимость углекислого газа в воде при 20 °С равна 87,2 мл на 100 г воды. Чему равна молярная концентрация этого раствора?

3. Напишите уравнения гидролиза карбоната натрия и силиката натрия. Какая соль и почему гидролизуется полнее?

4. Объясните, почему реакция

СО₂(г) + Na₂SiO₃ = Na₂CO₃ + SiO₂(к)

в растворах протекает в прямом направлении, а в расплавах – в обратном?

5. Раствор силиката натрия используется в качестве клея. Почему при хранении в негерметичной емкости этот раствор становится мутным и теряет клеящие свойства?

6. Покажите уравнениями реакций амфотерные свойства гидроксидов олова Sn(OH)₂ и Sn(OH)₄.

7. Покажите уравнениями реакций восстановительные свойства SnCl₂ и окислительные свойства PbO₂.

 

Лабораторная работа 7.

Тема: БОР, АЛЮМИНИЙ

Бор и алюминий относятся к р-элементам третьей группы. Состояние их валентных электронов характеризуется общей формулой ns²np¹. В своих соединениях бор и алюминий проявляют единственную и ус-тойчивую степень окисления равную +3, поэтому для соединений бора и алюминия как окислительные, так и восстановительные свойства не характерны.

Кристаллический бор – неметалл и химически инертное вещество, алюминий – активный металл (j^о = –1,67 В), но из-за наличия защитной оксидной пленки многие реакции с алюминием идут с так называемым латентным периодом, во время которого разрушается Al₂O₃.

Оксиды и гидроксиды бора и алюминия амфотерны, причём у этих соединений бора преобладают кислотные свойства, а у соединений алюминия – основные. Необычной особенностью оксида бора является его склонность к стеклообразованию. В этом проявляется диагональное сходство бора с кремнием. Устойчивые к действию химических реакти­вов и термостойкие боратные стекла используются для изготовления лабораторной посуды.

Из соединений алюминия самое широкое применение имеет сульфат алюминия, который используется как наполнитель при изготовлении бумаги, для осветления воды (осаждения взвешенных частиц) и в других производствах.

Экспериментальная часть

Целью работы является получение и изучение свойств наиболее характерных соединений бора и алюминия.

Опыт 1. Получение ортоборной кислоты и изучение ее свойств

1. Получение ортоборной кислоты. В пробирку поместить 5-6 капель насыщенного раствора буры Na₂B₄O₇·10H₂O, добавить 2-3 капли концентрированной серной кислоты. Наблюдать выпадение белых кри­сталлов.

В отчёте описать опыт и написать уравнение реакции. Солью какой кислоты является тетраборат натрия? Почему в реакции получается не тетраборная, а ортоборная кислота?

2. Кислотые свойства ортоборной кислоты. В двух пробирках приготовить раствор ортоборной кислоты. В первую пробирку внести кусочек магниевой ленты, наблюдать выделение газообразного вещест­ва. Написать уравнение реакции магния с ортоборной кислотой.

Во второй пробирке определить рН раствора с помощью универ­сальной индикаторной бумаги. Указать значение рН раствора кислоты и написать схему электролитической диссоциации. Чем диссоциация ор­тоборной кислоты отличается от диссоциации других кислот? Какова её основность?

Сделать вывод о силе ортоборной кислоты, константа диссоциации которой равна 5·10^–10.

3. Получение эфира ортоборной кислоты. В фарфоровый тигель поместить несколько кристалликов ортоборной кислоты, 2-3 капли серной кислоты и 5-6 капель этилового спирта. Смесь растереть стеклянной палочкой и поджечь. Отметить окраску пламени. В отчете написать уравнение взаимодействия этанола с ортоборной кислотой с образова­нием борноэтилового эфира B(OC₂H₅)₃. Какова роль серной кислоты в этой реакции? Сделать вывод об амфотерных свойствах ортоборной кислоты.

Опыт 2. Гидролиз тетрабората натрия

В пробирке приготовить 1–2 мл раствора буры. С помощью универсальной индикаторной бумажки определить рН раствора. В отчете написать уравнения ступенчатого гидролиза тетрабората натрия, учитывая, что на первой ступени образуется ортоборная кислота и метаборат натрия, а на второй – ортоборная кислота и гидроксид натрия.

Опыт 3. Получение малорастворимых боратов

В две пробирки внести по 3–4 капли насыщенного раствора тетрабората натрия и добавить по несколько капель растворов: в первую – нитрата серебра, во вторую – сульфата меди (II). Наблюдать выпадение осадков.

Написать уравнения реакций, учитывая, что в первой пробирке образуется метаборат серебра, а во второй – гидроксометаборат меди (II). Почему во второй пробирке образовалась основная, а не средняя соль?

Опыт 4. Получение перлов буры

Метабораты хрома, никеля, кобальта и некоторых других металлов имеют стеклообразную структуру и характерную окраску. Эти цветные стёкла называются перлами буры. Они используются в анализе и при изготовлении художественных изделий из цветных стёкол.

Раскаленной платиновой или стальной проволочкой с ушком коснуться поочередно кристалликов буры и соли кобальта. Нагреть полученную каплю расплава до получения однородной стекловидной массы. Охладить полученный перл и отметить его окраску. Таким же способом получить перлы хрома, никеля, меди и железа.

Описать опыт и наблюдения. Написать уравнения реакций:

1) обезвоживания буры и её разложения на метаборат и оксид бора,

2) взаимодействия оксида бора с солями кобальта, хрома, никеля, меди и железа.

Опыт 5. Свойства металлического алюминия

1. Взаимодействие с разбавленными кислотами. В три пробирки поместить по 5–6 капель разбавленных соляной, серной и азотной кислот. В каждую опустить по небольшому кусочку алюминиевой фольги. Во всех ли случаях реакция протекает на холоду? Пробирки подогреть.

Что наблюдается? Написать уравнения реакций. Какие газообразные вещества выделяются при взаимодействии алюминия с разбавленными кислотами?

2. Взаимодействие с концентрированными кислотами. В три пробирки поместить по 3–4 капли концентрированных растворов соляной, серной и азотной кислот. В каждую опустить по кусочку алюминия. С какими кислотами алюминий при комнатной температуре не взаимодействует? Осторожно нагреть пробирки. Как влияет нагревание?

Описать опыт. Написать уравнения реакций, учитывая, что при нагревании концентрированная азотная кислота восстанавливается алюминием преимущественно до оксида азота (IV), а серная – до серы.

3. Взаимодействие со щелочами. В пробирку налить 2–3 мл раствора щелочи и добавить один микрошпатель алюминиевой пудры. Что наблюдается? Почему реакция начинается не сразу?

Описать опыт. Написать уравнения реакций: 1) оксида алюминия со щелочью с образованием гидроксокомплексного соединения; 2) алюминия с водой и щелочью. Во второй реакции указать окислитель.

4. Взаимодействие с водой. В пробирку с водой опустить полоску алюминиевой фольги. Наблюдается ли взаимодействие алюминия с водой?

Вторую полоску фольги опустить на 2–3 минуты в пробирку с раствором нитрата ртути (II); за это время в поверхностном слое алюминиевой фольги образуется амальгама алюминия. Полоску вынуть из пробирки, высушить фильтровальной бумагой и опустить в пробирку с водой. Наблюдать выделение водорода.

Описать опыт. Сравнить окислительно-восстановительные потенциалы воды и алюминия, сделать вывод о возможности взаимодействия алюминия с водой. Написать уравнения реакций алюминия с нитратом ртути (II) и водой.

Опыт 6. Получение и исследование свойств гидроксида алюминия

В двух пробирках получить гидроксид алюминия взаимодействием сульфата алюминия с гидроксидом аммония. В первой пробирке на осадок Al(OH)₃ подействовать соляной кислотой, а во второй – щелочью.

Описать наблюдения и написать уравнения реакций. Написать схему диссоциации гидроксида алюминия по типу оснований и по типу кислот. Как смещается равновесие этих процессов при добавлении кислоты и щелочи? Сделать вывод о свойствах гидроксида алюминия.

Опыт 7. Гидролиз солей алюминия

1. Гидролиз сульфата алюминия. Универсальной индикаторной бу-магой определить рН раствора сульфата алюминия. В отчете написать уравнения ступенчатого гидролиза сульфата алюминия в молекулярном и ионном виде. Почему гидролиз этой соли не идет до конца?

2. Совместный гидролиз сульфата алюминия и карбоната натрия. В пробирку внести 3–4 капли раствора сульфата алюминия и добавить столько же раствора карбоната натрия. Отметить выпадение осадка и выделение газа. В отчете написать уравнение совместного гидролиза двух солей. Почему в этом случае гидролиз идет до конца?

Дополнительные задания к лабораторной работе

1. Кислотные свойства ортоборной кислоты объясняются необыч-ной реакцией, которая протекает при растворении этой кислоты в воде; напишите уравнение этой реакции.

2. Почему ортоборная кислота является одноосновной кислотой, почему формулу этой кислоты часто записывают в виде основания?

3. По названиям напишите формулы следующих соединений бора: оксид бора, боран, диборан, борид магния, метаборная кислота, тетраборат натрия, бура, метаборат серебра, метаборат гидроксомеди (II).

4. Как получают алюминий в промышленности? Какова роль криолита в этом процессе?

5. Напишите уравнения реакций алюминия с соляной кислотой, разбавленной серной кислотой, с раствором и расплавом гидроксида натрия. Напишите реакцию горения алюминия в атмосфере углекислого газа.

6. Напишите уравнения гидролиза сульфата алюминия, сульфида алюминия и совместного гидролиза сульфата алюминия и карбоната натрия.

 

Лабораторная работа 8.

Тема:. ХИМИЯ s-ЭЛЕМЕНТОВ

К s-элементам, в атомах которых валентные электроны находятся на s-подуровнях, относятся два неметалла (H, He), элементы главной подгруппы первой группы (щелочные металлы) и элементы главной подгруппы второй группы периодической системы Д.И. Менделеева. В данной работе изучаются свойства наиболее распространенных s-элементов – металлов и их соединений.

Щелочные металлы чрезвычайно активны в химических реакциях, поэтому опыты с их применением опасны и в учебных лабораториях не проводятся. Среди соединений щелочных металлов наибольшее практическое значение имеют NaCl, NaOH, Na₂CO₃, NaHCO₃. Эти вещества использовались во многих предыдущих работах, однако некоторые опыты полезно повторить: получение хлора из NaCl, гидролиз Na_2<