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)2CO3, 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 H

2SO4 . 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 (NH4)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)

CuSO

4 + 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+ + S2-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 [CdCl

    4]2-:

CdS + 4 Cl- → [CdCl4]2- + S2-

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

CdS + HClH2[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 Cо

2+ 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*H2OCoOHCl↓(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+ + S2-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 HLCoL3 + 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*H2ONiOHNO3 + 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+ + S2-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 +H2SO4(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 H2CO3.

H2O + CO2↔H2CO3

вода

углекислый газ

угольная кислота

1) H2CO3↔H+ + HCO3- (гидрокарбонат) 2) HCO3-↔H+ + CO32-

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 (VЩ = 5 мл), поместить его в коническую колбу, добавить 2-3 капли раствора индикатора (метилоранж) и титровать раствором HCl (CК = 0.1 моль/л) до изменения цвета индикатора с желтого на красный при добавлении последней капли кислоты. Записать в таблицу объем раствора кислоты (VКi) 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 VК - средний объём раствора кислоты, израсходованный на реакцию нейтрализации 5 мл раствора щелочи в трёх опытах

VК = (VК1+VК2+VК3) / 3

- Рассчитывают концентрацию раствора щелочи CЩ,, используя соотношение VКCК = VЩCЩ, поскольку один моль щелочи вступает в реакцию нейтрализации с одним молем кислоты (NaOH +HCl = NaCl + H2O)

CЩ = VК CК / VЩ [моль/л ] ,

- Рассчитывают массовую долю щелочи ωщ (отношение массы растворенного вещества к общей массе раствора), приняв плотность раствора щелочи 1 г/см3

ωщ = CЩ ∙ ММщ / V = CЩ ∙ ММщ ∙ 10-3 ,

где CЩ концентрация раствора щелочи [моль/л ]; ММщмолярная масса щелочи [г/моль], Vобъём ([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 VК , CЩи ωщ.

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

Author: alexxlab

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *