Coohcl цвет осадка – OTChET_KhIMIYa_SANYa-1

OTChET_KhIMIYa_SANYa-1

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ

Государственное образовательное учреждение высшего

образования

«Южно-Уральский Государственный Университет»

Кафедра «Естественные науки»

ОТЧЕТ

ПО ЛАБОРАТОРНЫМ РАБОТАМ

Преподаватель: _______________________

Студент: ___________________

Факультет ___ Группа _____

Учебный год 20__ Семестр _

Миасс

Дата __.__.____

Тема лабораторной работы

«Классы неорганических соединений»

Отчет по лабораторной работе №1

Цель работы: Ознакомиться с методами получения оксидов, кислот, оснований (щелочей), солей и изучить их свойства.

Приборы и реактивы. Спиртовка, пробирки, химические реактивы: индикаторы,NaOH,H₂SO₄, (CuOH)₂CO_3, MgCl₂,CuSO₄,FeCl₃,Pb(NO₃)₂,BaCl₂,K₂CrO₄, (NH₄)₂MoO₄,CoCl₂,HCl, дистиллированная вода.

Опыт 1. Изменение окраски индикаторов в различных средах.

Наливаем в одну пробирку немного дистиллированной воды, а в другую – раствор гидроксида натрия NaOH, в третью – раствор серной кислотыH₂SO₄. В каждую пробирку добавляем 2 – 3 капли лакмуса. Наблюдаем изменение окраски индикатора; результаты опыта представляем в таблице.

То же самое проделываем с метилоранжем и фенолфталеином., результаты записываем в таблицу.

Индикаторы	Цвет индикатора в среде
	нейтральной	щелочной	кислой
Лакмус	не изменяется	фиолетовый	светло-оранжевый
Метиловый оранжевый	оранжевый	оранжевый	малиновый
Фенофталеин	не изменяется	ярко-фиолетовый	не изменяется

Опыт 2. Получение и свойства основного оксида.

Берем в сухую пробирку небольшое количество основной соли – карбоната гидроксомеди (П) (CuOH)

2CO₃ и нагреваем:

(CuOH)₂CO₃ =CO₂ +CuO+H₂O

Наблюдаем образование оксида меди (III) черного цвета и выделение углекислого газа. Делим полученный оксид на две пробирки. В одну из пробирок добавляем 2-3 мл дистиллированной воды и взбалтываем. Никаких изменений не происходит. Вывод: основный оксид в воде не растворяется.

CuO+H₂O=

В другую пробирку добавляем 2-3 мл разбавленной серной кислоты H₂SO₄ . Образуется сульфат меди (II) , раствор приобретает голубой цвет:

CuO+H₂SO₄=CuSO₄+H₂O

Вывод: основной оксид CuOвзаимодействует с кислотой и с образованием соли и воды.

Опыт 5. Получение нерастворимой в воде кислоты

Наливаем в пробирку 1-2 мл раствора молибдата аммония (NH

4)₂MoO₄, добавляем 2-3 капли концентрированной соляной кислоты:

(NH₄)₂MoO₄ + 2HCl = H₂MoO₄ + 2NH₄Cl.

Наблюдаем образование осадка молибденовой кислоты белого цвета.

Опыт 7. Получение нерастворимых в воде оснований.

Наливаем в три пробирки по 2-3 мл растворов солей: в одну – хлорида магния MgCl₂, в другую – сульфата меди (П)CuSO₄, в третью – хлорида железа (Ш)FeCl₃. В каждую из пробирок прибавляем раствор гидкроксида натрияNaOH.

MgCl₂ + 2NaOH = 2NaCl + Mg(OH)₂ (1)

CuSO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + Cu(OH)₂ ; (2)

FeCl₃ + 3NaOH = 3NaCl + Fe(OH)₃ . (3)

В результате реакций (1 – 3) происходит образование осадков нерастворимых в воде оснований: гидроксида магния Mg(OH)

2белого цвета; гидроксида меди (II)Cu(OH)₂голубого цвета; гидроксида железа (III)Fe(OH)₃темно-оранжевого цвета.

Опыт 8. Получение малорастворимых средних солей

а) Наливаем в пробирку 1 – 2 мл раствора нитрата свинца Pb(NO₃)₂и добавляем такой же объем разбавленной серной кислотыH₂SO₄

Pb(NO₃)₂+H₂SO₄=PbSO₄+ 2HNO₃

В результате реакции образуется нерастворимая соль белого цвета – сульфата свинца (II)PbSO₄.

б) Наливаем в пробирку 1-2 мл раствора хлорида бария BaCl₂и добавляем такой же объем хромата калияK₂CrO₄.

BaCl₂+K₂CrO₄=BaCrO₄+ 2KCl.

В результате реакции образуется нерастворимая соль желтого цвета – хромат бария BaCrO

4.

Опыт 10. Получение и свойства основной соли

Наливаем в пробирку 3-4 мл раствора хлорида кобальта (П) CoCl₂, добавляем 3-4 капли разбавленной щелочиNaOH:

CoCl₂ + NaOH = CoOHCl + NaCl.

Взбалтываем содержимое пробирки и ставим в штатив. Через 5 минут наблюдаем образование зеленого осадка основной соли хлорида гидроксокобальта (II)CoOHCl. Взбалтываем раствор с осадком и разливаем в две пробирки. В первую добавляем 2-3 мл щелочиNaOH:

CoOHCl + NaOH = Co(OH)₂ + NaCl.

Наблюдаем образование нерастворимого гидроксида кобальта (II) синего цветаCo(OH)₂.

Во вторую пробирку добавляем 1-2 мл соляной кислоты HCl:

CoOHCl + HCl = CoCl₂ + H₂O.

Наблюдаем образование средней соли хлорида кобальта (II)CoCl₂, раствор приобретает розовый цвет.

Вывод: основную соль переводят в среднюю, добавляя в раствор соли соответствующую кислоту.

Студент _____________ Преподаватель ______________

(подпись) (подпись)

studfiles.net

CoCl2 + NaOH = ? уравнение реакции

Ион кобальта (II) принадлежит к третьей аналитической группе катионов. Водные растворы солей имеют розовую окраску. Реакции на катион :
— реакция со щелочами и . Из растворов солей едкий натр (или едкое кали) выделяет синий осадок основной соли . Избыток щелочи при нагревании переводит её в гидроокись кобальта (II) розового цвета:

   

Аммиак тоже осаждает в виде , но при добавлении избытка (или соли аммония) осадок растворяется с образованием комплексного соединения желтого цвета.
— реакция М.А. Ильинского. -Нитрозо—нафтол дает с ионом пурпурно-красный осадок окисляя до .
— роданид аммония образует с ионом комплексный ион синего цвета.

— микрокристаллоскопическая реакция. Тетрароданомеркурат (II) аммония образует с ионами ярко-синие кристаллы.
— реакция получения перла. Тетраборат натрия , а также гидрофосфат натрия-аммония дают с солями кобальта (II) перлы ярко-синего цвета.
При взаимодействии разбавленных растворов гидроксида натрия с хлоридом кобальта (II) (CoCl2 + NaOH = ?) происходит обменная реакция, результатом которой является образование средней и основной солей – хлоридов натрия и гидроксокобальта (II). Молекулярное уравнение реакции имеет вид:

   

ru.solverbook.com

Осадок Cd(oh)2 растворяется в кислотах:

Cd(OH)₂ + 2 H₃О

⁺ → [Cd(H₂О)₄]²⁺

2. Реакция с сульфид – ионами.

Реакцию проводят в слабо кислых или щелочных растворах.

Cd²⁺ + S^2- → CdS↓(желтый)

• . Осадок CdS не растворим в щелочах и в растворе сульфида натрия, частично растворяется в насыщенном растворе хлорида натрия с образованием хлоридного комплекса кадмия [CdCl₄]^2-:

CdS + 4 Cl^— → [CdCl₄]^2- + S^2-

• CdS нерастворим в кислотах, за исключением HCl, в которой он растворяется с образованием хлоридного комплекса кадмия:

CdS + HCl → H₂[CdCl₄] +H₂S

3. Реакция с тетраиодовисмутатом (III) калия.

Cd²⁺ + 2 [BiI₄]^— → CdI₂ + 3BiI₃ ↓(черный)

Признаки реакции: На фильтровальной бумаге появляется черное пятно. При добавлении по каплям раствора иодида калия или тиосульфата натрия черное пятно исчезает.

4. Реакция с тетрароданомеркуратом (II) аммония.

Cd²⁺ + [Hg(SCN)₄]^2- → Cd[Hg(SCN)₄]

Признаки реакции: Выпадают бесцветные (или белые) кристаллы тетрароданомеркурата (

II) кадмия Cd[Hg(SCN)₄].

Реакцию можно проводить как микрокристаллоскопическую.

Cd²⁺ реагирует с комплексоорганическими реагентами:

дитизоном, кадионом, β-нафтохинолином, меркаптобензимидазолом, меркаптобензтиазолом и т.д.

6.3. Аналитические реакции катиона кобальта (II) Cо²⁺.

Акво – ионы кобальта (II) октаэдрической структуры [Cо(H₂О)₆]²⁺ окрашены в розовый цвет, поэтому разбавленные водные растворы солей кобальта (II) также имеют розовую окраску. Однако при выпаривании водных растворов Cо²⁺ их окраска меняется на синюю, характерную для комплексов кобальта (II) тетраэдрической структуры.

Соединения Со(II) легко окисляется до соединений Со (III), причем в ряде случаев – уже кислородом воздуха (растворенным в воде), что необходимо учитывать при проведении качественных реакций на кобальт (II). В водных растворах кобальт (II) и кобальт (III) присутствуют исключительно в форме комплексных соединений. Комплексы Со(III) устойчивее комплексов Со (II).

1. Реакция с щелочами.

CоCl₂ + OH^— → CoOHCl↓(синий) + Cl^—

CoOHCl + OH^— → Co(OH)₂↓(розовый) + Cl^—

Если к розовому осадку Со(ОН)₂ прибавить Н₂О₂, то реакция окисления Со(ОН)₂ в черно-бурый Co(OH)₃ протекает практически мгновенно:

2 Co(OH)₂ + Н₂О₂ → 2 Co(OH)₃ (черно-бурый).

Действие смеси Н₂О₂ со щелочью на раствор соли кобальта (II) сразу приводит к образованию черно-бурого осадка Co(OH)₃:

2 CоCl₂ + 4 OH^— + Н₂О₂ → 2 Co(OH)₃ + 4 Сl^—

2. Реакция с аммиаком.

CоCl₂ + NH₃*H₂O → CoOHCl↓(синий) + NH₄Cl

CoOHCl + 5 NH₃ + NH₄Cl → [Co(NH₃)₆]Cl₂ (желтый) + H₂O

При стоянии на воздухе, раствор постепенно меняет окраску на вишнево – красную, за счет окисления кобальта (II) до кобальта (III) с образованием хлоропентамминкобальт (III) – анионов [Co(NH₃)₅Сl]^2- вишнево – красного цвета:

2 [Co(NH₃)₆]Cl₂ + O₂ + 2 H₂O → 2 [Co(NH₃)₅Сl](OH)₂ + 2 NH₃

В присутствии Н₂О₂ и солей аммония реакция окисления [Co(NH₃)₆]²⁺ до [Co(NH₃)₅Сl]²⁺ протекает практически мгновенно:

2 [Co(NH₃)₆]Cl₂ + 2 H₂O₂ + 2 NH₄Cl → 2 [Co(NH₃)₅Сl]Cl₂ +4 NH₃ + 2 H₂O

3. Реакция с тетратиоцианатомеркуратом (II) аммония (тетрароданомеркуратом (II) аммония).

Cо²⁺ + [Hg(SCN)₄]^2- → Cо[Hg(SCN)₄]↓(темно-синие кристаллы)

Из разбавленных растворов кристаллы выделяются медленно.

4. Реакция с тиоцианат – ионами.

Co²⁺ + 4 NCS^— ↔ [Co(NСS)₄]²⁺ (синий)

Реакцию проводят в слабо кислой среде.

• Комплекс в водных растворах неустойчив и равновесие комплексообразования смещено влево в сторону образования розового аквокомплекса кобальта (II). Поэтому реакцию проводят при избытке тиоцианат – ионов, чтобы сместить равновесие вправо. Равновесие смещается вправо также в водно – ацетоновых растворах, в силу чего реакцию иногда проводят в водно – ацетоновой среде (ацетон хорошо смешивается с водой).

• В растворах органических растворителей (изоамиловый спирт, эфир) устойчивость комплекса повышается, поэтому при проведении данной реакции водный раствор, содержащий катионы Co²⁺, смешивают с небольшим количеством органического растворителя (смесь изоамилового спирта и диэтилового эфира). При этом [Co(NCS)₄]²⁺ переходит в органическую фазу и окрашивает ее в синий цвет.

5. Реакция с сульфид – ионами.

Со²⁺ + S^2- → CoS ↓(черный)

• Осадок CoSрастворяется в минеральных кислотах, однако при стоянии он превращается в форму, трудно растворимую в разбавленнойHCl, но растворимую в кислотах в присутствии окислителей.

6. Реакция с солями цинка – образование «зелени Ринмана».

Zn(NO₃)₂ + Co(NO₃)₂ → CoZnO₂ + 4 NO₂ + O₂

Признаки реакции: При смачивании полоски фильтровальной бумаги горячим раствором, высушивании ее и озолении в фарфоровом тигле на спиртовой горелке образуется зола зеленого цвета.

7. Реакция с реактивом Ильинского (1-нитрозо-2-нафтол).

Реакцию проводят в нейтральной или слабо кислой среде. 1-нитрозо-2-нафтол в растворе может существовать в двух таутомерных формах, условно обозначаемых через HL:

NO N — OH

ОН O

(HL)

В этой реакции вначале кобальт (II) окисляется до кобальт (III), который с 1-нитрозо-2-нафтолом образует внутрикомплексное соединение, выделяющееся в виде пурпурно-красного осадка:

Со³⁺ + 3 HL → CoL₃ + 3 H⁺

8. Реакция с нитрозо- R— солью (фармакопейная).

Нитрозо – R – соль можно представить в двух таутомерных формах:

NO N — OH

OH O

SO₃H (HL¹)

НО₃S HO₃S SO₃H

Реакцию проводят в кислой среде при нагревании.

В кислой среде кобальт (II) окисляется до кобальта (III), а последний взаимодействует с HL¹ и образует внутрикомплексное соединение состава СоL₃¹:

Со³⁺ + 3 HL¹ = CoL₃¹↓ (красный) + 3 Н⁺

При больших концентрациях из раствора выпадает красный осадок.

Катионы кобальта Со²⁺ с нитритом калия KNO₂ в уксуснокислой среде образуют (после окисления до Со³⁺) желтый кристаллический осадок гексанитрокобальтата (III) калия K₃[Co(NO₂)₆]; по этой реакции катионы кобальта можно открыть в присутствии катионов никеля.

Соединение Со²⁺ с бурой Na₂B₄O₇*10H₂O образуют перлы синего цвета, с рубеановодородной кислотой NH₂CSCSNH₂ – желто-бурый осадок комплексного соединения.

6.4. Аналитические реакции катиона никеля (II) Ni²⁺.

Аквокомплексы никеля (II)[Ni(H₂O)₆]²⁺ окрашены в зеленый цвет, поэтому водные растворы солей никеля (II) имеют зеленую окраску. В растворе никель (II) присутствует только в форме комплексных соединений.

1. Реакция с щелочами.

Ni²⁺ + 2 OH^— → Ni(OH)₂↓(зеленый)

Ni(OH)₂ + 2 Н⁺ → Ni²⁺ + 2 H₂О

Ni(OH)₂ +6 NH₃ → [Ni(NH₃)₆]²⁺ + 3 OH^—

2. Реакция с аммиаком.

Ni(NO₃)₂ + NH₃*H₂O → NiOHNO₃ + NH₄NO₃,

NiCl₂ + NH₃*H₂O → NiOHCl + NH₄Cl

2NiSO₄ + 2 NH₃*H₂O → Ni(OH)₂SO₄ + (NH₄)SO₄,

Признаки реакции: выпадают зеленые осадки.

Добавляют по каплям при перемешивании концентрированный (25%-й) раствор аммиака до полного растворения осадка и образования раствора синего цвета:

NiOHCl + 6 NH₃ → [Ni(NH₃)₆]²⁺ + OH^— + Cl^—

Оксисоль Ni(II) гексамминникель (II) катион

Осторожно нагревают смесь и прибавляют к ней по каплям концентрированный раствор KBr до выпадения фиолетового осадка [Ni(NH₃)₆]Br₂.

• Комплексы [Ni(NH₃)₆]Cl₂, [Ni(NH₃)₆](NO₂)₂, [Ni(NH₃)₆]SO₄ хорошо растворяются в воде, а остальные малорастворимы в воде.

3. Реакция с реактивом Чугаева (диметилглиоксимом).

O …… H—O

Н₃С-С=N—OH Н₃С-С=N N=C—CH₃

Ni²⁺+ → Ni + 2 Н⁺, при рН≈6-9

Н₃С-С=N—OH Н₃С-С=N N=C—CH₃

О-Н…….. О

Розово-красный

Бис-диметилглиоксиматоникель (II)

Реакцию проводят в среде аммиака.

4. Реакция с сульфид — ионами.

Ni²⁺ + S^2- → NiS↓ (черный)

Катионы Ni²⁺ с тиоцианатом калия KNCS и пиридином (Py) образуют голубой осадок комплекса состава [NiPy](NCS)₂; со смесью щелочи и хлорной воды – черно-бурый осадок гидроксида Ni (III) Ni(OH)₃; с рубеановодородной кислотой –сине-фиолетовый осадок рубеаната никеля малорастворимый в кислотах и аммиаке.

6.5. Аналитические реакции катиона ртути (II) Hg²⁺.

Акво — ионы ртути (II) [Hg(H₂O)_n]²⁺ в водных растворах бесцветны. Все соединения ртути (II) сильно ядовиты, поэтому при работе с ними следует принимать меры предосторожности!

1. Реакция с щелочами (фармакопейная).

Hg²⁺ + 2 OH^— → HgO↓(желтый) + Н₂О

• Осадок HgO растворяется в азотной кислоте, в растворах хлоридов и иодидов щелочных металлов с образованием соответственно Hg(NO₃)₂, HgCl₂ и комплекса [HgI₄]^2-:

HgO + 2 HNO₃ → Hg(NO₃)₂ + H₂O

HgO +2 Cl^— + H₂O → HgCl₂ + 2 OH^—

HgO +4 I^— + H₂O → [HgI₄]^2- + 2 OH^—

2. Реакция с аммиаком.

HgCl₂ + 2 NH₃ → HgNH₂Cl↓(белый) + NH₄Cl

2 Hg(NO₃)₂ + 4 NH₃ + H₂O → [OНg₂NH₂]NO₃↓(белый) + 3 NH₄NO₃

• Осадки растворяются (лучше – при нагревании) в избытке аммиака; но только в присутствии солей аммония, с образованием бесцветного комплексного катиона тетрамминртути (II) [Нg(NH₃)₄]²⁺.

• После выпадения осадков в пробирки добавляют по 3-4 капли водного раствора соли аммония (NH₄Cl или NH₄NO₃) и по каплям – водный раствор аммиака при перемешивании до полного растворения осадков:

HgNH₂Cl + 2 NH₃ + NH₄⁺ → [Нg(NH₃)₄]²⁺ + Cl^—

[OНg₂NH₂]NO₂ + 4 NH₃ +3 NH₄⁺ → 2 [Нg(NH₃)₄]²⁺ +NO₃^— + H₂O

3. Реакция с иодидом калия (фармакопейная).

Hg²⁺ + 2 I^— → HgI₂↓(красный)

HgI₂ + 2 I^— → [HgI₄]^2- (бесцветный)

4. Реакция с сульфид — ионами (фармакопейная).

Реакция протекает в несколько стадий. Вначале образуется белый осадок, постепенно изменяющий окраску через желто – красную и бурую на коричнево-черную при избытке сульфид – ионов.

3 HgCl₂ + 2 H₂S → 2 HgS * HgCl₂↓(белый) + 4 HСl

2 HgS * HgCl₂ + H₂S → 3 HgS↓(коричнево-черный) + 2 НСl

studfiles.net

Labolatornaya_rabota_po_khimii

Классы неорганических соединений.

Цель работы: Ознакомится с методами получения оксидов, кислот, оснований (щелочей), солей и изучить их свойства.

Изменение окраски индикаторов в различных средах.

Индикаторы	Цвет индикаторов в среде
	Нейтральной	Щелочной	Кислой
Лакмус	Фиолетовый	Не изменен	Красный
Метил оранжевый	Оранжевый	Желтый	Красный
Фенолфталеин	Бесцветный	Малиновый	Не изменен

Получение и свойства основного оксида.

Cu(HCO₃)₂ При нагревании изменил свой цвет, с зеленого на черный.

Cu(HCO₃)₂ ^tCuO↓ + H₂O + 2CO₂↑

Полученный оксидне растворяется в воде. При взаимодействии с серной кислотойH₂SO₄, осадок растворяется и полученный раствор окрашивается в зеленый цвет.

CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O

Получение и свойство кислотного оксида.

При взаимодействии CaCO₃ и HCl в аппарате Киппа выделяется углекислый газ.

HCl + CaCO₃=CaCl₂ + CO₂↑+ H₂O

Через пробирку с Ca(OH)₂ и пропустили углекислый газ полученный в аппарате Киппа. Получили следующую реакцию:

Ca(OH)₂+ CO₂ = H₂O + CaCO₃↓ .

Вывод: На основании опытов 2 и 3, кислотные и основные оксиды вступают друг с другом реакцию с образованием солей.

Опыт №4

Поучение кислоты растворимой в воде

В пробирку с дистиллированной водой добавили лакмус, при пропускании углекислого газа индикатор окрасился в красный цвет.

H₂O +CO₂ = H₂CO₃

Вывод: При взаимодействия кислотного оксида и воды образуется кислота растворимая в воде.

Опыт №6

Получение растворимого в воде основания(щелочи).

При смешивании оксида кальция CaO и воды наблюдается растворение оксида, при добавления фенолфталеина наблюдется окрашивание индикатора в малиновый цвет, что говорит о образовании гидроксида.

CaO + H₂O =Ca(OH)₂

Полученный гидроксид в водном растворе диссоциирует

Ca(OH)₂ ↔ Ca²⁺ +­­ 2OH^—

Уравнение ступенчатой диссоциации

Ca(OH)₂ ↔ CaOH⁺ + OH^—

CaOH⁺↔ Ca²⁺+2OH^—

Вывод: При взаимодействии основного оксида и воды образуется гидроксид (основания) в результате которого индикатор окрашивается в малиновый цвет .

Опыт №7

Получение нерастворимых в воде оснований.

В три пробирки схлоридом магния(MgCl₂), сульфатом меди (CuSO₄)и хлоридом железа (FeCl₃) добавим гидроксид натрия (NaOH). В результате получим.

MgCl₂ + 2NaOH =Mg(OH)₂↓+ 2NaClГидроксид магния

CuSO₄ + 2NaOH =Cu(OH)₂↓+ Na₂SO₄Гидроксид кальция

FeCl₃ + 3NaOH =Fe(OH)₃↓+ 3NaCl Гидроксид железа(III)

Во всех 3-х случаях наблюдалось выпадение осадка. В виде не растворимого основания (гидроксида).

Вывод: Нерастворимые основания можно получить при взаимодействии солей с сильными основаниями (щелочами).

Опыт №9(б)

Получение и свойства кислых солей

Через пробирку с известковой водой(Ca(OH)₂) и пропустили углекислый газ из аппарат Киппа до полного растворения осадка. В результате получим кислую соль.

Ca(OH)₂+ CO₂ = H₂O + CaCO₃↓

H₂O + CaCO₃+CO₂=Ca(HCO₃)₂ (гидрокарбонаткальция)

К полученному раствору добавим известковую воду, и наблюдаем выпадение осадка.

Ca(HCO₃)₂ + Ca(OH)₂= 2H₂O + 2CaCO₃↓

Вывод: Кислые соли растворимы в воде и взаимодействуют с основаниями с образованием нейтральных солей.

Опыт №10

Получение и свойства основной соли.

В пробирку с раствором хлорида кобальта (CoCl₂) добавим несколько капель гидроксида натрия (NaOH) и поставим на штатив. В результате через некоторое время наблюдается выпадение зеленного осадка.

CoCl₂ + NaOH=NaCl+(CoOH)Cl↓

Поученный раствор разольем на две пробирки, в одну добавим раствор щелочи (NaOH). В результате будет изменятся цвет осадка.

(CoOH)Cl + NaOH= Co(OH)₂+ NaCl

А в другую пробиркудобавим соляную кислоту (HCl). В результате будем наблюдать расстворение осадка.

(CoOH)Cl+ HCl=CoCl₂+H₂O

Вывод:Основные сои могут взаимодействовать с основаниям с образованием оснований и простой соли, а также взаимодействует с кислотой с образованием нейтальной соли и воды.

studfiles.net

Otchyot

Министерство образования и науки Российской Федерации

Федеральное агентство по образованию

Южно-Уральский государственный университет

Кафедра общей химии

ОТЧЁТ

ПО ЛАБОРАТОРНОЙ РАБОТЕ № 1

Преподаватель Соловьев А.А.

Шарлай Е.В.

Студент Азиатцев В.

Факультет ПС Группа 178

Учебный год 2009 Семестр 1

Челябинск

2009

Работа 1. Классы неорганических соединений

Цель работы. Ознакомиться с методами получения оксидов, кислот, оснований (щелочей), солей и изучить их свойства.

Приборы и реактивы. Аппарат Киппа, спиртовка, пробирка, химические реактивы: индикаторы, NaOH, H₂SO₄, Cu(HCO₃)₂, Ca(OH)_2, CaO, MgCl₂, CuSO₄, FeCl₃, Pb(NO₃)₂, BaCl₂, K₂CrO₄, (NH₄)₂MoO₄, Na₂WO₄, H₃PO₄, CoCl₂, HCl, дистиллированная вода.

Опыт 1. Изменение окраски индикаторов в различных средах

Индикаторы	Цвет индикатора в среде
	нейтральной	щелочной	кислой
Лакмус	Светло-синий (светло-фиолетовый)	Светло-синий (светло-фиолетовый)	Красный
Метиловый оранжевый	Светло-оранжевый	Более светлый с оттенком желтого/оранжевого	Ярко-красный
Фенолфталеин	Бесцветный, не меняется	Розовый (малиновый)	Не меняется, бесцветный

Описание.

При добавлении в нейтральную среду лакмуса, она окрашивается в светло-синий (светло-фиолетовый) цвет и не изменяется. При добавлении индикатора метилового оранжевого цвет не изменяется и остаётся светло-оранжевым. При добавлении фенолфталеина раствор остаётся бесцветным.

При добавлении в щелочную среду лакмуса, она также как и в нейтральной среде окрашивается в светло-синий цвет. При добавлении метилового оранжевого наблюдается окрашивание в более светлый цвет с оттенком жёлтого/оранжевого. При добавлении фенолфталеина окрашивается в розовый (малиновый) цвет.

При добавлении в кислую среду лакмуса, цвет становится красным. При добавлении метилового оранжевого становится ярко-красным, при добавлении фенолфталеина не меняется и остаётся бесцветным.

Вывод. Индикаторы позволяют следить за составом среды или протеканием химической реакции из-за разности строения молекул, и тем самым очень полезны в химии.

Опыт 2. Получение и свойства основного оксида

После нагревания карбоната гидроксомеди (II) образовывается порошок — оксид меди (II) черного цвета при реакции разложения с образованием CO₂.

Cu(OH)₂CO₃ 2CuO↓+ CO₂↑+ H₂O

карбонат гидроксомеди (II)

оксид меди (II)

углекислый газ

вода

После разделения на две пробирки: в одной из них после добавления дистиллированной воды и взбалтывания вещество становится более серым, оксид меди в воде не растворяется; во второй — после добавления разбавленной серной кислоты раствор начинает шипеть.

CuO +H₂SO_4(р.) →CuSO₄ +2H₂O

оксид меди

разбавленная серная кислота

сульфат меди

вода

Вывод. В воде основные оксиды, в основном, не растворяются, хотя опровержением этому может служить растворение CaO!

Опыт 3. Получение и свойство кислотного оксида

При добавлении оксида углерода (IV) в раствор гидроксида кальция выпадает осадок, далее при увеличении концентрации оксида углерода, раствор становится бесцветным, затем при добавлении известковой воды опять выпадает мутный осадок – образовалась соль.

Ca(OH)₂+ CO₂→CaCO₃↓+H₂O

гидроксид кальция

углекислый газ

карбонат кальция

вода

2HCl + CaCO₃→CO₂+ H₂O+CaCl₂|

соляная кислота

карбонат кальция

углекислый газ

вода

хлорид кальция

Вывод. Для получения кислотного остатка необходимо к основному оксиду добавить оксид углерода

Вывод

Свойства основных оксидов:

• Основные оксиды наиболее активных металлов при обычных условиях непосредственно взаимодействуют с водой, образуя гидроксиды, которые являются сильными, растворимыми основаниями — щелочами

• Основные оксиды взаимодействуют с кислотами образуя соли

• Основные оксиды взаимодействуют с кислотными оксидами с образованием соли

Свойства кислотных оксидов:

• Кислотные оксиды взаимодействуют с водой с образованием соответствующих кислот. Некоторые кислотные оксиды с водой непосредственно не взаимодействуют и соответствующие им кислоты могут быть получены косвенным путем.

• Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями с образованием солей

• Кислотные оксиды взаимодействуют с основными оксидами с образованием солей

• Малолетучие кислотные оксиды вытесняют летучие оксиды из солей

Опыт 4. Получение кислоты, растворимой в воде

К дистиллированной воде добавили лакмус. После добавления углекислого газа светло-фиолетовый раствор индикатора стал бледно-красным. Из этого следует, что в пробирке образовалась угольная кислота H₂CO_3.

H₂O + CO₂↔H₂CO₃

вода

углекислый газ

угольная кислота

1) H₂CO₃↔H⁺ + HCO3^— (гидрокарбонат) 2) HCO3^—↔H⁺ + CO₃^2-

Вывод. Общий вывод имеется ниже! Ну а для данного опыта, чтобы получить кислоту, надо добавить углекислый газ к воде.

Опыт 5. Получение нерастворимой в воде кислоты

После добавления концентрированной соляной кислоты в молибдат аммония (NH₄)₂MoO₄ наблюдается выпадение осадка молибденовой кислоты H₂MoO₄ со степенью окисления +6, который имеет белый цвет – получается кислота.

(NH₄)₂MoO4 + 2HCl→H₂MoO₄↓+ 2NH₄Cl

молибдат аммония

соляная кислота

Молибденовая

кислота

хлорид аммония

Вывод.

1. Бескислородные кислоты могут быть получены непосредственным синтезом из элементов, с последующим растворением полученного соединения в воде: H₂ + Cl₂ = 2HCl, H₂ + S = H₂S.

2. Кислородсодержащие кислоты могут быть получены взаимодействием кислотных оксидов (ангидридов кислот) с водой: SO₃ + H₂O = H₂SO₄, N₂O₅ + H₂O = 2HNO₃.

3. Как бескислородные, так и кислородсодержащие кислоты можно получить по реакции обмена между солями и другими кислотами: Na₂SiO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂SiO₃, AgNO₃ + HCl = AgCl + HNO₃.

Опыт 6. Получение растворимого в воде основания (щёлочи)

После добавления дистиллированной воды к оксиду кальция, получили сильное основание с малорастворимым осадком. А после добавления фенолфталеина раствор окрасился в розовый цвет. Следовательно, в пробирке образовалось малорастворимое основание.

CaO+H₂O = Ca(OH)₂

Оксид кальция

вода

Гидроксид кальция

Вывод. Для получения растворимого в воде основания (щёлочи) необходимо оксид (например, CaO) прибавить к основанию (щёлочи).

Опыт 7. Получение нерастворимых в воде оснований

При взаимодействии хлорида магния и гидроксида натрия образовались нерастворимое в воде основание гидроксид магния Mg(OH)_2, осадок белого цвета и хлорид натрия NaCl:

MgCl₂+2NaOH→Mg(OH)₂|+2NaCl.

Хлорид магния

Гидроксид натрия

гидроксид магния

Хлорид натрия

При взаимодействии сульфата меди (II) с гидроксидом натрия образовались нерастворимое основание гидроксид меди, осадок синего цвета Cu(OH)₂ и соль сульфат натрия (Na₂SO₄):

CuSO₄+2NaOH→Cu(OH)₂↓+Na₂SO₄.

сульфат меди (II)

гидроксид натрия

Гидроксид меди

сульфат натрия

При взаимодействии хлорида железа (III) и гидроксида натрия образовались нерастворимое основание гидроксид железа (III), оранжевый осадок Fe(OH)₃ и соль хлорид натрия NaCl:

FeCl₃+ NaOH→Fe(OH)₃↓+3NaCl

хлорид железа (III)

гидроксид натрия

Гидроксид железа (III)

Хлорид натрия

Во всех случаях образовалось нерастворимое в воде основание, так как в пробирке образовался осадок.

Вывод. Для получения нерастворимого в воде основания надо к растворимой соли (например, MgCl₂, CuSO₄, FeCl₃) добавить растворимое основание (например, NaOH).

Опыт 8. Получение малорастворимых средних солей

При взаимодействии раствора нитрата свинца и разбавленной серной кислоты образовались малорастворимая соль сульфат свинца PbSO₄, белая жидкость с осадком и азотная кислота HNO₃:

Pb(NO₃)₂+H₂SO₄→PbSO₄↓+2HNO₃.

Нитрат свинца

разбавленная серная кислота

сульфат свинца

азотная кислота

Образовалась малорастворимая соль, так как в пробирке образовалась белая жидкость с осадком.

Вывод. Чтобы получить малорастворимую среднюю соль, необходимо кислоту добавить к соли.

Опыт 9б. Получение и свойства кислотных солей.

При взаимодействии гидроксида кальция с оксидом углерода выпадает белый осадок. При избытке оксида углерода осадок растворяется, раствор становится более светлым, выделяется вода.

1) Ca(OH)₂+CO₂→CaCO₃↓+H₂O

гидроксид кальция

углекислый газ

Карбонат кальция

вода

2) CaCO₃+H₂O+CO₂→Ca(HCO₃)₂

Карбонат кальция

вода

углекислый газ

гидрокарбонат кальция

3) Ca(HCO₃)₂+Ca(OH)₂→2CaCO₃↓+H₂O

гидрокарбонат кальция

гидроксид кальция

Карбонат кальция

вода

Вывод. При избытке кислоты образуются кислые соли, которые под действием оснований могут быть переведены в средние соли.

Опыт 10. Получение и свойства основной соли

Если к хлориду кобальта добавить разбавленную щёлочь NaOH и взболтать, то образуется зелёный осадок основной соли. Затем после разделения раствора на две пробирки, в первой наблюдается выпадение осадка, во второй окрашивание в розовый цвет.

CoCl₂+NaOH→CoOHCl+NaCl|

Хлорид кобальта

Гидроксид натрия

гидроксохлорид кобальта

Хлорид натрия

CoOHCl+NaOH→Co(OH)₂+NaCl|

гидроксохлорид кобальта

Гидроксид натрия

Гидроксид кобальта (II)

Хлорид натрия

CoOHCl+HCl→CoCl₂ + H₂O

гидроксохлорид кобальта

Соляная кислота

Хлорид кобальта

вода

Вывод. При недостатке кислоты образуется основная соль, которая под действием кислоты может быть переведена в среднюю соль.

studfiles.net

ЛР 1_Вариант 4

Вариант №4.

Лабораторная работа№1

«Основные классы неорганических соединений»

Цель работы.

1. Получение нерастворимого гидроксида металла, исследование его кислотно-основных свойств.

2. Провести окислительно-восстановительные реакции, определить продукты реакции, используя метод электронно-ионного баланса.

3. Определение концентрации раствора щелочи методом титрования.

Выполнение работы

Опыт I (А и Б). Получение нерастворимого гидроксида металла, исследование его кислотно-основных свойств (Уравнения реакций писать в молекулярной и сокращенной ионной форме)

А)1. Получение гидроксида по обменной реакции раствора соли, содержащего катион металла Meⁿ⁺, и раствора щелочи, содержащего гидроксо-анион OH^—. Для получения гидроксида Co(OH)₂ поместить в две пробирки 1-2 мл раствора соли CoCl₂, содержащий ион металла Co²⁺ и добавить несколько капель раствора разбавленной щелочи NaOH (С=10%) до образования промежуточного продукта — осадка гидроксохлорида кобальта Co(OH)Cl синего цвета. Через 3-5 минут осадок Co(OH)Cl приобретёт розовый цвет, что означает переход основной соли в гидроксид Co(OH)₂ в обеих пробирках. Написать уравнение реакций в молекулярной и сокращенной ионной форме.

.

А) 1. CoCl₂ + NaOH  Co(OH)Cl + ….; Co²⁺+ OH^—+ Cl^— …..

Co(OH)Cl+ NaOH  Co(OH)₂ + ……; Co(OH)Cl+ OH^— ….. 

А)2.Исследование кислотно—основных свойств полученного гидроксида(кислотные свойства — возможность реагировать с основанием — вступать в реакцию нейтрализации в качестве кислоты; основные свойства — возможность реагировать с кислотой — вступать в реакцию нейтрализации в качестве основания; амфотерные свойства — вступать в реакцию нейтрализации, как в качестве основания, так и в качестве кислоты)

Для этого в одну пробирку, содержащую Co(OH)₂, добавить раствор концентрированной щелочиNaOH(С=30%), в другую пробирку, содержащую такжеCo(OH)_2, добавить раствор кислоты разбавленнойHCl. Растворение осадков свидетельствует о протекании реакции нейтрализации (не растворение – отсутствие взаимодействия). Написать уравнения реакций в молекулярной и сокращенной ионной форме.

Co(OH)₂ + NaOH  …..; Co(OH)₂ + OH^—  …..

А) 2.

Co(OH)₂ + HCl  ….. ; Co(OH)₂ + H⁺  …..

Б)1.Таким же образом получить гидроксидPb(OH)₂ из раствора солиPb(NO₃)₂ (без образования основной соли).

2. Исследовать кислотно-основные свойстваPb(OH)₂ (использовать при взаимодействииcразбавленной кислотой НNO₃). Написать уравнения всех реакций. Сделать выводы.

OH^—  …..

Б) 1. Pb(NO₃)₂ + NaOH  … ; Pb²⁺+ 2OH^—  …..; Б) 2. Pb(OH)₂ +

H⁺ …..

Выводы (Какой из дух гидроксидов проявляет основные, а какой амфотерные свойства?)

Опыт II. Oкислительно-восстановительные реакции

Чтобы правильно составить окислительно-восстановительные реакции а) и б), необходимо подобрать коэффициенты методом электронно-ионного баланса:

а) Окисление иона SO₃² перманганат ионом (MnO₄^—) в нейтральной среде (H₂О).

Поместить в пробирку 0.5 мл раствора КMnO₄ добавить раствор Na₂SO₃1-2 мл до исчезновения окраски иона MnO₄^— и появления осадка.

KMnO₄ + Na₂SO₃+ H₂О MnO₂ + Na₂SO₄+ …

б)Растворить металлический никель в разбавленной азотной кислоте.

Поместить в пробирку порошок металлического никеля добавить 1-2 мл разбавленной HNO₃.

Ni + HNO₃  Ni(NO₃)₂ + NO+ …

Ионы Ni²⁺ в водном растворе имеют зеленую окраску. NO — бесцветный газ с резким запахом, при смешивании с воздухом окисляется кислородом в NO₂ – газ бурого цвета

Опыт III. Титрование

ТИТРОВАНИЕ, постепенное прибавление контролируемого количества реагента (например, кислоты) к анализируемому раствору (например, щелочи) для определения объема раствора реактива известной концентрации, расходуемого на реакцию с данным количеством (объемом) определяемого вещества. Точка эквивалентности определяется при помощи химических индикаторов или по резкому изменению какой-либо физической характеристики раствора.

В основе опыта 3 лежит реакция нейтрализации NaOH +HCl = NaCl + H₂O

— Для проведения опыта при помощи бюретки отобрать 5 мл раствора NaOH (V_Щ = 5 мл), поместить его в коническую колбу, добавить 2-3 капли раствора индикатора (метилоранж) и титровать раствором HCl (C_К = 0.1 моль/л) до изменения цвета индикатора с желтого на красный при добавлении последней капли кислоты. Записать в таблицу объем раствора кислоты (V_Кi) израсходованный на реакцию нейтрализации. Опыт повторяют три раза. Результаты измерений и расчетов занести в таблицу.

Таблица

Результаты измерений и расчетов опыта III

№ опыта	VЩ, 10-3 л	CК, моль/л	VКi, 10-3 л	VК, 10-3 л	CЩ, моль/л	ωщ
1	5	0,1	VК1 =	VК = (VК1+VК2+VК3) / 3	CЩ = VК  CК / VЩ	ωщ = CЩ ∙ ММщ ∙ 10-3
2	5	0,1	VК2 =
3	5	0,1	VК3 =

— Рассчитывают V_К — средний объём раствора кислоты, израсходованный на реакцию нейтрализации 5 мл раствора щелочи в трёх опытах

V_К = (V_К1+V_К2+V_К3) / 3

— Рассчитывают концентрацию раствора щелочи C_Щ,, используя соотношение V_КC_К = V_ЩC_Щ, поскольку один моль щелочи вступает в реакцию нейтрализации с одним молем кислоты (NaOH +HCl = NaCl + H₂O)

C_Щ = V_К  C_К / V_Щ [моль/л ] ,

— Рассчитывают массовую долю щелочи ω_щ (отношение массы растворенного вещества к общей массе раствора), приняв плотность раствора щелочи   1 г/см³

ω_щ = C_Щ ∙ ММ_щ / V ∙  = C_Щ ∙ ММ_щ ∙ 10^-3 ,

где C_Щ – концентрация раствора щелочи [моль/л ]; ММ_щ – молярная масса щелочи [г/моль], V – объём ([1000 см³]) — 1 л раствора щелочи,  — плотность раствора NaOH [ г/см³ ].

Отчёт должен содержать реакцию титрования (здесь нейтрализации), используемый индикатор, заполненную таблицу, значения величин в формулах при расчете V_К , C_Щи ω_щ.

Вывод. (Что позволяет определить метод объёмного титрования?)

studfiles.net

Изменение цвета осадка:___________________________________

Изменение цвета осадка:___________________________________

Вывод: для железа наиболее характерна степень окисления_______…….

Полученный осадок Fe(OH)₃ делят на 2 части . К одной части добавляют избыток соляной кислоты, к другой — избыток концентрированного раствора NaOH.

Fe(OH)₃ + HCl =

Fe(OH)₃ + NaOH(конц.) =

Вывод: Fe(OH)₃ проявляет__________________________ свойства

 

Опыт 2. Получение гидроксида кобальта (II).

К 1 мл раствора CoCl₂ добавляют по каплям раствор NaOH сначала по каплям, а затем в избытке.

CoCl₂ + NaOH (по каплям) = CoOHCl¯ +

 

CoOHCl + NaOH (избыток) =Co(OH)₂¯ +

Наблюдения:_______________________________________________

__________________________________________________________

Опыт 3. Получение гидроксида кобальта (III).

К раствору CoCl₂ добавляют избыток раствора NaOH, а затем раствор H₂O₂ и нагревают.

CoCl₂ + NaOH(избыток) = Co(OH)₂¯ +

 

Co(OH)₂ + H₂O₂ = Сo(OH)₃

 

Наблюдения:_______________________________________________

Опыт 4. Получение гидроксида никеля (II).

К раствору NiSO₄ добавляют раствор NaOH, затем бромную воду и нагревают.

NiSO₄ + NaOH =

Ni(OH)₂ + Br₂ + NaOH = Ni(OH)₃ +

 

Изменение цвета осадка:_______________________________________

Вывод о сравнительной устойчивости гидроксидов железа, кобальта,никеля:______________________________________________________________________________________________________

Опыт 5.Открытие ионов железа (II)-качественная реакция на ион Fe²⁺

На часовом стекле сливают по капле растворов FeSO₄ и K₃[Fe(CN)₆].

FeSO₄ + K₃[Fe(CN)₆].=

Цвет осадка:______________________________________

 

Растворение платины в царской водке (теоретически):

Pt + HNO₃ + HCl = H₂[PtCl₆] + NO + H₂O

 

 

ЭЛЕМЕНТЫ ГЛАВНОЙ И ПОБОЧНОЙ ПОДГРУПП I ГРУППЫ ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ.

Опыт 6. Открытие катионов калия

В прбирке к нескольким мл раствора KCl добавляют несколько мл свежеприготовленного раствора Na₃[Co(NO₂)₆].

KCl + Na₃[Co(NO₂)₆] = ¯K₂Na[Co(NO₂)₆] +

 

Наблюдения: цвет осадка_____________________________________

 

Опыт 2. Получение иодида меди (I)

К раствору CuSO₄ приливают раствор KJ.Дайте осадку отстояться,

CuSO₄ + KJ ® CuJ + J₂ +

 

Наблюдения: цвет раствора___________________________________

цвет осадка____________________________________

В пробирку с осадком добавляют раствор тиосульфата натрия Na₂S₂O₃ и взбалтывают:

J₂ + 2Na₂S₂O₃ = 2NaJ + Na₂S₄O₆(тетратионат натрия)

 

Наблюдения:______________________________________________

 

Опыт 3.Образование и растворение малорастворимых солей серебра.

К раствору AgNO₃ добавляют раствор бромида натрия:

AgNO₃ + NaBr =

Наблюдения: цвет осадка:___________________________

К выпавшему осадку бромида серебра приливают избыток раствора тиосульфата натрия:

AgBr + Na₂S₂O₃ = Na₃[Ag(S₂O₃)₂] +

Наблюдения: цвет раствора:____________________________

 

ЗОЛОТО.

Цианидный способ извлечения золота из руды:

Au + O₂ + KCN + H₂O = K[Au(CN)₂] + KOH

 

K[Au(CN)₂] + Zn = Au + K₂[Zn(CN)₂]

 

Растворение золота в царской водке:

Au + HNO₃ + HCl = H[AuCl₄] + NO+ H₂O

 

 

Авторы: Роева Н.Н., Кочергина З.И., Голик Е.М.

 

---

Дата добавления: 2015-07-25; просмотров: 126 | Нарушение авторских прав

---

Www.msta.ru | Из этого принципа следует, что при увеличении давления | Упражнения. | ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ. |

---

mybiblioteka.su — 2015-2019 год. (0.006 сек.)

mybiblioteka.su