Опыт 3. Гидролиз солей хрома (III). Соль хрома 3
Исследование свойств хрома и его соединений
Приборы и реактивы : асбестированная сетка; спички; бихромат аммония (Nh5 )2 Cr2 O7 (измельченный).
Выполнение опыта . Расстилаю большой лист бумаги, на который кладу асбестированную сетку. Тонко измельченный бихромат аммония насыпаю в виде горки. До бихромата аммония дотрагиваюсь зажженной спичкой.
Начинается разложение бихромата, которое протекает с выделением тепла и постепенно захватывает все большие и большие количества соли. В конце реакция идет все более бурно - появляются искры, пламя, летит рыхлый и легкий пепел - типичное извержение вулкана в миниатюре. Образовалось большое количество рыхлого темно-зеленого вещества.
Вывод : оксид хрома (III) Cr2 O3 получается путем нагревания бихромата аммония:
(Nh5 )2 Cr2 O7
Cr2 O3 +N2 +4h3 O 4.2 Опыт №2. Исследование свойств оксида хрома ( III)
Выполнение опыта . Добавляю полученный зеленый порошок оксида хрома (III) сначала в колбу с водой
Cr2 O3 + 3h3 O = 2Cr(OH)3
затем в колбу с серной кислотой
Cr2 O3 + 3h3 SO4 = Cr2 (SO4 )3 + 3h3 O
Наблюдаю растворение оксида в обоих колбах.
Вывод: Оксид хрома растворяется в воде и в кислотах.
4.3 Опыт №3. Окислительные свойства солей хрома ( VI)
Приборы и реактивы : раствор бихромата калия K2 Cr2 O7 ; раствор сульфита натрия Na2 SO3 ; серная кислота h3 SO4 .
Выполнение опыта . К раствору K2 Cr2 O7 , подкисленному серной кислотой, добавляю раствор Na2 SO4 . Наблюдаю изменения окраски.
Оранжевый раствор стал зелено- фиолетовым.
Вывод: В кислой среде хром восстанавливается сульфитом натрия от хрома (VI) до хрома (III):
K2 Cr2 O7 + 3Na2 SO3 + 4h3 SO4 = K2 SO4 + Cr2 (SO4 )3 + 3Na2 SO4 + 4h3 O
4.4 Опыт №4. Исследование свойств солей хрома ( VI)
Приборы и реактивы : концентрированный раствор бихромата калия K2 Cr2 O7 ; концентрированная соляная кислота HCl
Выполнение опыта . К концентрированному раствору бихромата калия K2 Cr2 O7 добавляю концентрированную соляную кислоту HCl. При нагревании наблюдается выделение резкого хлорного запаха, от которого жжет нос и горло.
Вывод: Так как все соединения хрома (VI) являются сильными окислителями, то при реакции с соляной кислотой:
K2 Cr2 O7 + 14HCl
3Cl2 + 2CrCl3 + 2KCl + 7h3 O происходит восстановление хлора:
2Cl- -2
Cl204.5 Опыт №5. Переход хромата в бихромат и обратно
Приборы и реактивы: раствор хромата калия K2 CrO4 , раствор бихромата калия K2 Cr2 O7 , серная кислота, гидроксид натрия.
Выполнение опыта. К раствору хромата калия добавляю серную кислоту, в результате происходит изменение окраски раствора из желтого в оранжевый.
2K2 CrO4 + h3 SO4 = K2 Cr2 O7 + K2 SO4 + h3 O
К раствору бихромата калия добавляю щелочь, в результате происходит изменение окраски раствора из оранжевого в желтый.
K2 Cr2 O7 + 4NaOH = 2Na2 CrO4 + 2KOH + h3 O
Вывод: В кислой среде хроматы неустойчивы, ион CrO42- желтого цвета превращается в ион Cr2 O72- оранжевого цвета, а в щелочной среде эта реакция протекает в обратном направлении
2CrO42- + 2H+кислая сред஬щелочная среда Cr2 O72- + h3 O.
4.6 Опыт №6. Получение малорастворимых солей хромовых кислот
Приборы и реактивы: раствор хромата калия K2 CrO4 , раствор бихромата калия K2 Cr2 O7 , раствор нитрата серебра AgNO3 .
Выполнение опыта. Наливаю в одну пробирку раствор хромата калия, в другую - раствор бихромата калия, и добавляю в обе пробирки раствор нитрата серебра, в обоих случаях наблюдаю образование красно-бурого осадка.
K2 CrO4 + 2AgNO3 = Ag2 CrO4 ¯ + 2KNO3
K2 Cr2 O7 + AgNO3 ® Ag2 CrO4 ¯+ KNO3
Вывод: Растворимые соли хрома при взаимодействии с нитратом серебра образуют нерастворимый осадок
4.7 Опыт №7 . Получение гидроксида хрома
Приборы и реактивы: раствор солихрома (III) CrCl3 , едкий натр (гидроксид натрия) NaOH.
Выполнение опыта. В пробирку с раствором хлорида хрома (III) по каплям добавляю раствор едкого натра до образования серо-зеленого осадка.
Вывод: Гидроксид хрома Cr(OH)3 получается при действии на соль трехвалентного хрома щелочью:
CrCl3 + 3NaOH = Cr(OH)3 ¯ + 3NaCl
5. Применение хрома
Основная часть добываемой в мире хромистой руды поступает сегодня на ферросплавные заводы, где выплавляются различные сорта феррохрома и металлического хрома.
Хромиты широко используют в огнеупорной промышленности для изготовления огнеупорного хромитового и хромомагнезитового кирпича. Такой кирпич химически пассивен, устойчив при температурах выше 22000 С, хорошо выдерживает резкие колебания температур. Магнезитохромитовый кирпич - отличный огнеупорный материал для футеровки (защитной внутренней облицовки) мартеновских печей и других металлургических агрегатов. Своды из хромомагнезитового кирпича выдерживают вдвое больше плавок, чем своды из упорного кварцевого материала.
Химики используют хромиты для получения бихроматов калия и натрия, а также хромовых квасцов, которые применяются для дубления кожи, придающего ей красивый блеск и прочность. Такую кожу называют «хромом», а сапоги из нее «хромовыми». Растворимые в воде хроматы натрия и калия применяются в текстильном и кожевенном производстве, как консерванты древесины (они уничтожают древесные грибки).
Хромовая смесь - сернокислый раствор бихромата калия или натрия используется для мытья химической посуды в лабораториях. Наиболее часто применяется раствор содержащей по массе приблизительно 12 частей K2 Cr2 O7 , 70 частей воды и 22 части h3 SO4 .
Как бы оправдывая свое название, хром принимает деятельное участие в производстве красителей для стекольной, керамической, текстильной промышленности. Нерастворимые хроматы некоторых металлов (PbCrO4 , ZnCrO4 , SrCrO4 ) - прекрасные художественные краски. Богатством оттенков - от розово-красного до фиолетового славится SnCrO4 , используемый в живописи по фарфору.
В мире драгоценных камней рубину принадлежит второе место после алмаза. Технология получения искусственного рубина заключается в следующем: в оксид алюминия Al2 O3 вводят дозированную добавку оксида хрома (III), - ему-то и обязаны рубиновые кристаллы своим чарующим цветом. Но искусственные рубины ценятся не только за свои «внешние данные»: рожденный с их помощью лазерный луч способен буквально творить чудеса.
Оксид хрома (III) позволил тракторостроителям значительно сократить сроки обкатки двигателей. Обычно эта операция, во время которой все трущиеся детали должны «привыкнуть» друг к другу, продолжалась довольно долго и это, конечно, не очень устраивало работников тракторных заводов. Выход из положения был найден, когда удалось разработать новую топливную присадку, в состав которой вошел оксид хрома (III). Секрет действия присадки прост: при сгорании топлива образуются мельчайшие абразивные частицы оксида хрома (III), которые, оседая на внутренних стенках цилиндров и других подвергающихся трению поверхностях, быстро ликвидируют шероховатости, полируют и плотно подгоняют детали. Эта присадка в сочетании с новым сортом масла позволила в 30 раз сократить продолжительность обкатки.
Замена в рабочем слое магнитофонной пленки оксида железа на частицы оксида хрома (III) позволила резко улучшить качество звучания, пленка стала надежнее в работе.
Фотоматериалы и лекарства, катализаторы для химических процессов и металлические покрытия - всюду хром оказывается «при деле». О хромовых покрытиях следует рассказать подробнее.
5.1 Хром и рование
Давно было замечено, что хром не только отличается большой твердостью (в этом отношении у него нет конкурентов среди металлов), но и хорошо сопротивляется окислению на воздухе, не взаимодействует с кислотами. Тонкий слой этого металла попробовали электролитически осаждать на поверхность изделий из других материалов, чтобы предохранить их от коррозии, царапин и прочих «травм». Однако хромовые покрытия оказались пористыми, легко отслаивались и не оправдывали возлагаемых на них надежд.
Почти три четверти века бились ученые над проблемой хромирования, и лишь в 20-х годах прошлого столетия проблема была решена. Причина неудач заключалась в том, что используемый при этом электролит содержал трехвалентный хром, который не мог создать нужное покрытие. А вот его шестивалентному «собрату» такая задача оказалась по плечу. С этого времени в качестве электролита начали применять хромовую кислоту - в ней валентность хрома равна 6. Толщина защитных покрытий (например, на некоторых наружных деталях автомобилей, мотоциклов, велосипедов) составляет до 0,1 миллиметра. Но иногда хромовое покрытие используют в декоративных целях - для отделки часов, дверных ручек и других предметов, не подвергающихся серьезной опасности. В таких случаях на изделие наносят тончайший слой хрома (0,0002-0,0005 миллиметра).
Опыт 3. Гидролиз солей хрома (III) — Мегаобучалка
А. На полоску универсальной индикаторной бумаги поместить 1 каплю соли хрома (III) и при помощи цветной шкалы оценить рН раствора. Каким основанием (сильным или слабым) является гидроксид хрома (III)? Составить уравнение реакции гидролиза в молекулярной и ионной форме. Вычислить значение первой константы гидролиза, пользуясь справочными данными.
Б. В две пробирки налить по нескольку капель раствора соли хрома (III). В первую пробирку добавить раствор сульфида натрия, во вторую – раствор карбоната натрия. Что получается? Написать уравнения реакций.
Опыт 4. Окисление хрома (III). К раствору сульфата хрома (III) прилить избыток щелочи до растворения образующегося гидроксида хрома (III). К полученному раствору добавить бромную воду и нагреть. Наблюдать изменение окраски. Аналогично провести реакцию с пероксидом водорода. Объяснить наблюдаемые явления. Написать уравнения реакций.
Опыт 5. Переходы между формами существования хромовой кислоты.
А. В пробирку налить дихромат калия и добавить раствор щелочи. Объяснить изменение окраски. Написать уравнения реакций.
Б. Раствор хромата подкислить серной кислотой. Объяснить наблюдаемое явление изменение окраски раствора. Написать уравнения реакций. Сравнить с предыдущим опытом и сделать выводы о влиянии среды на равновесии в системе хромат – бихромат.
Опыт 6. Получение малорастворимых хроматов. В три пробирки налить раствор хромата калия и добавить растворы а) хлорида бария, б) нитрата ртути (I) и в) нитрата свинца (II). Что наблюдается? Написать уравнения реакций.
В отдельную пробирку налить 1–2 капли раствора нитрата серебра, добавить 3–4 капли азотной кислоты и несколько капель дихромата натрия. Отметить состояние пробирки сразу после реакции и по истечении некоторого времени. Дихромат серебра при стоянии разлагается на хромат серебра и оксид хрома (VI).
Опыт 7. Окислительные свойства хроматов. В три пробирки налить по 8–10 капель раствора дихромата калия и подкислить его несколькими каплями 20 %-ной серной кислоты. В первую пробирку добавить раствор сульфита натрия до перехода окраски раствора в зелёную. Во вторую пробирку прилить несколько капель раствора сульфида натрия и отметить помутнение раствора за счет выпадения серы. В третью пробирку добавить раствор сульфата железа (II). Обратить внимание на изменение окраски раствора.
Опыт 8. Получение и свойства молибденовой кислоты. В две пробирки с насыщенным раствором молибдата аммония (Nh5)2MoO4 (3–4 капли) приливать осторожно по каплям концентрированный раствор соляной (d = 1,19 г/см3), серной (d = 1,84 г/см3) или азотной (d = 1,2 г/см3) кислоты до выпадения осадка молибденовой кислоты. Дать осадку отстояться. После этого в обоих случаях пипеткой или кусочком фильтровальной бумаги удалить жидкость. В одну из пробирок с осадком приливать по каплям раствор щелочи, в другую – концентрированную серную кислоту. Растворяются ли осадки?
Написать уравнения реакций: а) получения молибденовой кислоты Н2МоО4; б) взаимодействия молибденовой кислоты со щелочью; в) взаимодействия молибденовой кислоты с серной кислотой, в результате которого получается сульфат диоксомолибдена MoO2SO4. Продуктом какого основания является эта соль? Какой химический характер имеет гидроксид молибдена (VI)?
Опыт 9. Получение гетерополисоединения молибдена (VI). К насыщенному раствору молибдата аммония (5–6 капель), подкисленному 1–2 каплями концентрированной азотной кислоты (d = 1,4 г/см3), добавить каплю раствора гидрофосфата натрия. Смесь слегка подогреть до появления осадка фосфорномолибденовокислого аммония (Nh5)2[PMo12O40]·6h3O желтого цвета. Эта реакция применяется для открытия молибдена и при анализе на фосфор.
Содержание отчета по лабораторной работе
1. Название работы.
2. Цель работы.
3. Уравнения реакций в молекулярной и ионной форме, результаты проведения реакций, ответы на вопросы.
Лабораторная работа № 12. VII В группа. подгруппа марганца
Цель работы: изучение химических свойств элементов подгруппы марганца.
Общие сведения
В побочную группу седьмой группы входят элементы марганец, технеций и рений. Главным представителем подгруппы является марганец. Технеций в природе практически не встречается, рений также принадлежит к числу самых редких элементов. По химическому поведению оба аналога марганца более близки к своим соседям по ряду (Mo – Ru и W – Os соответственно) и только по валентному состоянию подобны марганцу.
Марганец соответственно номеру группы имеет максимальную степень окисления +7, но может существовать и в более низких степенях окисления. Устойчивыми состояниями марганца являются +2, +4 и +7, однако существуют соединения со степенью окисления марганца +6, а также +5 и +3. С увеличением степени окисления у марганца уменьшается основной характер гидроксида и усиливается кислотный. Почти все соединения марганца окрашены. Сходство марганца с галогенами очень невелико и проявляется только для соединений Mn+7. В других валентных состояниях марганец больше похож на соседние с ним по ряду хром и железо. В двухвалентном состоянии марганец проявляет восстановительные свойства, в степени окисления +4, +6 и +7 усиливаются окислительные свойства. Соединения семивалентного марганца – перманганаты являются самыми сильными окислителями.
Выполнение работы
Опыт 1. Гидроксид марганца (II) и его свойства. В две пробирки внести по 3–4 капли раствора соли марганца (II) и по 2–3 капли 2 н. раствора щелочи. Каков цвет полученного осадка гидроксида марганца (II)? Размешать осадок стеклянной палочкой и отметить его побурение вследствие окисления марганца (II) до Мn (IV). Во вторую пробирку с осадком гидроксида марганца добавить 2–3 капли 2 н. раствора серной кислоты. Что наблюдается? Какие свойства характерны для гидроксида Мn (II)?
Написать уравнения реакций: а) получения гидроксида марганца (II) и его окисления кислородом воздуха в МnО(ОН)2; б) взаимодействия гидроксида марганца с серной кислотой.
megaobuchalka.ru
Опыт 6 Гидролиз солей хрома (III).
В три пробирки налить раствор сульфата хрома (III). В первую пробирку добавить раствор лакмуса. Как изменился цвет индикатора. Написать уравнение гидролиза в ионной и молекулярной формах.
Во вторую пробирку прибавить раствор карбоната натрия до образования осадка Сr(OH)3. Отметить выделение газа. Написать уравнение совместного гидролиза в ионном и молекулярном видах.
В третью пробирку добавить избыток щелочи. Полученный раствор хромита нагреть на водяной бане до выпадения осадка гидроксида хрома (III). Написать уравнение соответствующих реакций.
Опыт 7 Восстановительные свойства солей хрома (III)
Хром образует два ряда устойчивых солей ― соли хрома (III) и соли хрома (VI). Растворы солей хрома (III) имеют зеленую или фиолетовую окраску. При действии окислителей хром (III) переходит в хром (VI), образующий анионы СrО42- (хромат-ионы, желтая окраска) или Сr2О72- (бихромат-ионы, оранжевая окраска).
Окисление в щелочной среде приводит к образованию хромат-ионов СrО42-, в кислой среде ― бихромат-ионов Сr2О72-. Окисление в щелочной среде проводят пероксидом водорода. В щелочной среде хром (III) находится в виде хромитов:
2СrО2- + 3Н2О2 + 2ОН- → 2СrО42-+ 4Н2О
К 2-3 каплям раствора соли хрома (III) прибавляют 4-5 капель 2 н. раствора NаОН, 2-3 капли 3%-ного раствора пероксида водорода и нагревают несколько минут до тех пор, пока зеленая окраска раствора перейдет в желтую (присущую хромат-иону СrО42-). Для подтверждения образования иона СrO42- к полученному раствору добавьте соль свинца. Если имеется хромат ион образуется желтый осадок хромата свинца. Объяснить, почему окисление соединений хрома (III) проводят в щелочной среде. Возможно ли самопроизвольное протекание этих реакций в кислой среде? Написать уравнение соответствующего процесса.
Опыт 8 Переход дихромата калия в хромат и обратно.
К раствору дихромата калия (3-4 капли) прибавлять по каплям 2 н. раствор NаОН до изменения окраски. Полученный раствор подкислить раствором 2 н. серной кислоты. Наблюдать изменение окраски. Записать реакцию равновесия хромат/дихромат и объяснить влияние среды на это равновесие.
Опыт 9 Изучение растворимости дихроматов и хроматов тяжелых металлов.
В пробирку набирают раствор дихромата калия и добавляют раствор соли бария. Что происходит? Тот же опыт проделывают с солью свинца.
С ионом СrО42― проделывают аналогичный опыт, демонстрирующий малую растворимость хроматов тяжелых металлов РbСrО4 и ВаСrО4. В качественном анализе эта реакция используется для подтверждения обнаружения и окисления иона Сr3+. Проделайте реакцию с солью бария : СrО42― + Ва2+ → ВаСrО4↓ желтого цвета.
Опыт 10 Получение дихромата серебра
Внести в пробирку по 2 капли 0,1 н. раствора нитрата серебра и 2н. азотной кислоты. Пробирку встряхнуть и бросить в неё кристаллик дихромата калия. Какой цвет имеют появившиеся кристаллы дихромата серебра? Как изменился цвет кристаллов через несколько секунд вследствие самопроизвольного разложения дихромата серебра на хромат и оксид хрома (VI). Написать уравнения соответствующих реакций.
Опыт 11 Окисление иодида калия дихроматом калия
К подкисленному раствору дихромата калия добавить 3-4 капли иодида калия. Отметить изменение окраски. Доказать с помощью раствора крахмала выделение свободного иода. Написать уравнение реакции.
Лабораторная работа №10
Свойства элементов подгрупп меди и цинка.
Контрольные вопросы:
1.Указать положение меди и серебра в периодической системе элементов. Какова электронная конфигурация их атомов?
2. Почему восстановительные свойства у меди и серебра выражены слабее, чем у щелочных металлов?
3. Какие степени окисления они проявляют в соединениях?
4. Каковы кислотно-основные свойства их оксидов и гидроксидов?
5. Охарактеризуйте склонность меди и серебра к комплексообразованию.
6. Описать отношение меди и серебра к воде, растворам щелочей, кислотам окислителям и кислотам не окислителям.
7. Указать положение цинка и кадмия в периодической системе элементов. Какой из этих элементов обладает наиболее выраженными металлическими свойствами? Почему?
8. Какие степени окисления они проявляют в соединениях?
9. Каковы кислотно-основные свойства их оксидов и гидроксидов?
10. Охарактеризуйте склонность цинка и кадмия к комплексообразованию.
11. Описать отношение цинка и кадмия к воде, растворам щелочей, кислотам окислителям и кислотам не окислителям.
studfiles.net
