Взаимодействие оксида хрома 3 с карбонатом натрия. Задания 32 (2017). Реакции, подтверждающие взаимосвязь различных классов неорганических веществ.
  • Главная

Новая версия задачи С2 в ЕГЭ по химии 2012. Особенности и подводные камни. Взаимодействие оксида хрома 3 с карбонатом натрия


Al2O3 + Na2CO3 = ? уравнение реакции

В результате взаимодействия оксида алюминия с карбонатом натрия (Al2O3 + Na2CO3 = ?) происходит образование средней соли – алюмината натрия, а также выделение углекислого газа. Реакцию проводят при нагревании в температурном диапазоне 1000 - 1200^{0}C. Молекулярное уравнение реакции имеет вид:

    \[ Al_2O_3 + Na_2CO_3 \rightarrow 2NaAlO_2 + CO_2.\]

Запишем ионные уравнения, учитывая, что оксиды на ионы не распадаются, т.е. не диссоциируют.

    \[ Al_2O_3 + 2Na^{+} + CO_3^{2-} \rightarrow 2Na^{+} + 2AlO_2^{-} + CO_2;\]

    \[ Al_2O_3 + CO_3^{2-} \rightarrow 2AlO_2^{-} + CO_2.\]

Первое уравнение называют полным ионным, а второе – сокращенным ионным.Оксид алюминия представляет собой кристаллы белого цвета, отличающиеся тугоплавкостью и термической устойчивостью. В прокаленном виде он химически пассивен; не реагирует с водой, разбавленными кислотами и щелочами. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с концентрированными кислотами, щелочами в концентрированном растворе и при спекании.

    \[Al_2O_3 + 6HCl_conc., hot \rightarrow 2AlCl_3 + 3H_2O;\]

    \[Al_2O_3 + 2NaOH_conc., hot + 3H_2O \rightarrow 2Na[Al(OH)_4];\]

    \[Al_2O_3 + 2NaOH \rightarrow 2NaAlO_2 + H_2O;\]

    \[Al_2O_3 + Na_2CO_3 \rightarrow 2NaAlO_2 + CO_2.\]

Оксид алюминия в промышленности получают из природных минералов, которые его содержат, например, бокситов, нефелинов, каолина, алунитов и т.д. В лаборатории эту процедуру осуществляют по следующему уравнению:

    \[3Cu_2O + 2Al \rightarrow Al_2O_3 + 6Cu (1000^{0}C).\]

ru.solverbook.com

Сложные задания на превращения неорганических веществ из ЕГЭ 2017.

Водный раствор нитрата меди (II) подвергли электролизу, в результате чего на катоде выделилось простое вещество красного цвета. Это вещество нагрели с оксидом меди (II). Образовавшееся соединение меди растворили в концентрированной серной кислоте. Далее к этому раствору добавили раствор сульфида натрия. Напишите уравнения четырёх описанных реакций.

1) Нитрат меди — соль, образованная катионом металла, расположенного правее водорода в ряду активности, и кислородсодержащим кислотным остатком. В случае растворов солей таких металлов на катоде протекает процесс восстановления катиона металла. В нашем случае его можно записать так:

катод: Cu2+ + 2e— => Cu0

Кислородсодержащие кислотные остатки (кроме остатков карбоновых кислот) не могут разрядиться на аноде, поскольку энергетически более выгодным является процесс окисления молекул воды:

анод: 2h3O — 4e- => O2 + 4H+

Количество электронов, которые отдает катод, равно количеству электронов, которые принимает анод. Подведем в связи с этим электронный баланс:

катод: Cu2+ + 2e— => Cu0          | ∙ 2

анод: 2h3O — 4e- => O2 + 4H+ | ∙ 1

2Cu2+ + 2h3O = 2Cu0 + O2 + 4H+  — ионное уравнение электролиза.

Добавив по  4 нитрат-иона в левую и правую часть уравнения и объединив их с противоионами, получаем полное уравнение электролиза:

2Cu(NO3)2 + 2h3O → 2Cu↓ + O2↑ + 4HNO3 (электролиз)

2) Высшие оксиды меди, железа, углерода могут реагировать соответственно с медью, железом, углеродом при нагревании. При этом образуется оксид с промежуточной степенью окисления элемента. В случае меди и оксида меди (II) реакция приводит к образованию оксида меди (I):

Cu + CuO → Cu2O (нагрев)

3) Cu+1 окисляется концентрированными серной и азотной кислотами до Cu+2:

Cu2O + 3h3SO4(конц.) → 2CuSO4 + SO2↑ + 3h3O

4) Две соли реагируют друг с другом в случае, если одновременно выполняются два требования:

* исходные соли растворимы

*  в продуктах есть осадок или газ

Таким образом, реакция между растворимыми солями CuSO4 и Na2S возможна поскольку образуется осадок (CuS):

CuSO4 + Na2S → CuS↓ + Na2SO4

* среди редких случаев образования газа при взаимодействии солей обязательно следует помнить реакцию между растворами солей аммония и нитритов при нагревании, например:

Nh5Cl + KNO2 = N2↑ + 2h3O + KCl

scienceforyou.ru

Новая версия задачи С2 в ЕГЭ по химии 2012. Особенности и подводные камни

В 2012 году предложена новая форма задания С2 — в виде текста, описывающего последовательность экспериментальных действий, которые нужно превратить в уравнения реакций.Трудность такого задания состоит в том, что школьники очень плохо представляют себе экспериментальную, не бумажную химию, не всегда понимают используемые термины и протекающие процессы. Попробуем разобраться.Очень часто понятия, которые химику кажутся совершенно ясными, абитуриентами воспринимаются неправильно, не так, как предполагалось. В словаре приведены примеры неправильного понимания.

Словарь непонятных терминов.

  1. Навеска — это просто некоторая порция вещества определенной массы (её взвесили на весах). Она не имеет никакого отношения к навесу над крыльцом.
  2. Прокалить — нагреть вещество до высокой температуры и греть до окончания химических реакций. Это не «смешивание с калием» и не «прокалывание гвоздём».
  3. «Взорвали смесь газов» — это значит, что вещества прореагировали со взрывом. Обычно для этого используют электрическую искру. Колба или сосуд при этом не взрываются!
  4. Отфильтровать — отделить осадок от раствора.
  5. Профильтровать — пропустить раствор через фильтр, чтобы отделить осадок.
  6. Фильтрат — это профильтрованный раствор.
  7. Растворение вещества — это переход вещества в раствор. Оно может происходить без химических реакций (например, при растворении в воде поваренной соли NaCl получается раствор поваренной же соли NaCl, а не щелочь и кислота отдельно), либо в процессе растворения вещество реагирует с водой и образует раствор другого вещества (при растворении оксида бария получится раствор гидроксида бария). Растворять можно вещества не только в воде, но и в кислотах, в щелочах и т.д.
  8. Выпаривание — это удаление из раствора воды и летучих веществ без разложения содержащихся в растворе твёрдых веществ.
  9. Упаривание — это просто уменьшение массы воды в растворе с помощью кипячения.
  10. Сплавление — это совместное нагревание двух или более твёрдых веществ до температуры, когда начинается их плавление и взаимодействие. С плаванием по реке ничего общего не имеет.
  11. Осадок и остаток.Очень часто путают эти термины. Хотя это совершенно разные понятия.«Реакция протекает с выделением осадка» — это означает, что одно из веществ, получающихся в реакции, малорастворимо. Такие вещества выпадают на дно реакционного сосуда (пробирки или колбы).«Остаток» — это вещество, которое осталось, не истратилось полностью или вообще не прореагировало. Например, если смесь нескольких металлов обработали кислотой, а один из металлов не прореагировал — его могут назвать остатком.
  12. Насыщенный раствор — это раствор, в котором при данной температуре концентрация вещества максимально возможная и больше уже не растворяется.Ненасыщенный раствор — это раствор, концентрация вещества в котором не является максимально возможной, в таком растворе можно дополнительно растворить ещё какое-то количество данного вещества, до тех пор, пока он не станет насыщенным.Разбавленный и «очень» разбавленный раствор — это весьма условные понятия, скорее качественные, чем количественные. Подразумевается, что концентрация вещества невелика.Для кислот и щелочей также используют термин «концентрированный» раствор. Это тоже характеристика условная. Например, концентрированная соляная кислота имеет концентрацию всего около 40%. А концентрированная серная — это безводная, 100%-ная кислота.

Для того, чтобы решать такие задачи, надо чётко знать свойства большинства металлов, неметаллов и их соединений: оксидов, гидроксидов, солей. Необходимо повторить свойства азотной и серной кислот, перманганата и дихромата калия, окислительно-восстановительные свойства различных соединений, электролиз растворов и расплавов различных веществ, реакции разложения соединений разных классов, амфотерность, гидролиз солей и других соединений, взаимный гидролиз двух солей.Кроме того, необходимо иметь представление о цвете и агрегатном состоянии большинства изучаемых веществ — металлов, неметаллов, оксидов, солей.Именно поэтому мы разбираем этот вид заданий в самом конце изучения общей и неорганической химии.Рассмотрим несколько примеров подобных заданий.

  1. Пример 1: Продукт взаимодействия лития с азотом обработали водой. Полученный газ пропустили через раствор серной кислоты до прекращения химических реакций. Полученный раствор обработали хлоридом бария. Раствор профильтровали, а фильтрат смешали с раствором нитрита натрия и нагрели.

Решение:

  1. Литий реагирует с азотом при комнатной температуре, образуя твёрдый нитрид лития:6Li + N2 = 2Li3N
  2. При взаимодействии нитридов с водой образуется аммиак:Li3N + 3h3O = 3LiOH + Nh4
  3. Аммиак реагирует с кислотами, образуя средние и кислые соли. Слова в тексте «до прекращения химических реакций» означают, что образуется средняя соль, ведь первоначально получившаяся кислая соль далее будет взаимодействовать с аммиаком и в итоге в растворе будет сульфат аммония:2Nh4 + h3SO4 = (Nh5)2SO4
  4. Обменная реакция между сульфатом аммония и хлоридом бария протекает с образованием осадка сульфата бария:(Nh5)2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2Nh5Cl
  5. После удаления осадка фильтрат содержит хлорид аммония, при взаимодействии которого с раствором нитрита натрия выделяется азот, причём эта реакция идёт уже при 85 градусах:
    Nh5Cl + NaNO2 N2 + 2h3O + NaCl
  1. Пример 2: Навеску алюминия растворили в разбавленной азотной кислоте, при этом выделялось газообразное простое вещество. К полученному раствору добавили карбонат натрия до полного прекращения выделения газа. Выпавший осадок отфильтровали и прокалили, фильтрат упарили, полученный твёрдый остаток сплавили с хлоридом аммония. Выделившийся газ смешали с аммиаком и нагрели полученную смесь.

Решение:

  1. Алюминий окисляется азотной кислотой, образуя нитрат алюминия. А вот продукт восстановления азота может быть разным, в зависимости от концентрации кислоты. Но надо помнить, что при взаимодействии азотной кислоты с металлами не выделяется водород! Поэтому простым веществом может быть только азот:10Al + 36HNO3 = 10Al(NO3)3 + 3N2 + 18h3O
    Al0 − 3e = Al3+ |  10
    2N+5 + 10e = N20   3
  2. Если к раствору нитрата алюминия добавить карбонат натрия, то идёт процесс взаимного гидролиза (карбонат алюминия не существует в водном растворе, поэтому катион алюминия и карбонат-анион взаимодействуют с водой). Образуется осадок гидроксида алюминия и выделяется углекислый газ:2Al(NO3)3 + 3Na2CO3 + 3h3O = 2Al(OH)3↓ + 3CO2↑ + 6NaNO3
  3. Осадок — гидроксид алюминия, при нагревании разлагается на оксид и воду:
    2Al(OH)3 Al2O3 + 3h3O
  4. В растворе остался нитрат натрия. При его сплавлении с солями аммония идёт окислительно-восстановительная реакция и выделяется оксид азота (I) (такой же процесс происходит при прокаливании нитрата аммония):NaNO3 + Nh5Cl = N2O + 2h3O + NaCl
  5. Оксид азота (I) — является активным окислителем, реагирует с восстановителями, образуя азот:3N2O + 2Nh4 = 4N2 + 3h3O
  1. Пример 3: Оксид алюминия сплавили с карбонатом натрия, полученное твёрдое вещество растворили в воде. Через полученный раствор пропускали сернистый газ до полного прекращения взаимодействия. Выпавший осадок отфильтровали, а к профильтрованному раствору прибавили бромную воду. Полученный раствор нейтрализовали гидроксидом натрия.

Решение:

  1. Оксид алюминия — амфотерный оксид, при сплавлении со щелочами или карбонатами щелочных металлов образует алюминаты:Al2O3 + Na2CO3 = 2NaAlO2 + CO2
  2. Алюминат натрия при растворении в воде образует гидроксокомплекс:NaAlO2 + 2h3O = Na[Al(OH)4]
  3. Растворы гидроксокомплексов реагируют с кислотами и кислотными оксидами в растворе, образуя соли. Однако, сульфит алюминия в водном растворе не существует, поэтому будет выпадать осадок гидроксида алюминия. Обратите внимание, что в реакции получится кислая соль — гидросульфит калия:Na[Al(OH)4] + SO2 = NaHSO3 + Al(OH)3
  4. Гидросульфит калия является восстановителем и окисляется бромной водой до гидросульфата:NaHSO3 + Br2 + h3O = NaHSO4 + 2HBr
  5. Полученный раствор содержит гидросульфат калия и бромоводородную кислоту. При добавлении щелочи нужно учесть взаимодействие с ней обоих веществ:

    NaHSO4 + NaOH = Na2SO4 + h3OHBr + NaOH = NaBr + h3O

  1. Пример 4: Сульфид цинка обработали раствором соляной кислоты, полученный газ пропустили через избыток раствора гидроксида натрия, затем добавили раствор хлорида железа (II). Полученный осадок подвергли обжигу. Полученный газ смешали с кислородом и пропустили над катализатором.

Решение:

  1. Сульфид цинка реагирует с соляной кислотой, при этом выделяется газ — сероводород:ZnS + HCl = ZnCl2 + h3S
  2. Сероводород — в водном растворе реагирует со щелочами, образуя кислые и средние соли. Поскольку в задании говорится про избыток гидроксида натрия, следовательно, образуется средняя соль — сульфид натрия:h3S + NaOH = Na2S + h3O
  3. Сульфид натрия реагирует с хлоридом двухвалентного железа, образуется осадок сульфида железа (II):Na2S + FeCl2 = FeS + NaCl
  4. Обжиг — это взаимодействие твёрдых веществ с кислородом при высокой температуре. При обжиге сульфидов выделяется сернистый газ и образуется оксид железа (III):FeS + O2 = Fe2O3 + SO2
  5. Сернистый газ реагирует с кислородом в присутствии катализатора, образуя серный ангидрид:SO2 + O2 = SO3
  1. Пример 5: Оксид кремния прокалили с большим избытком магния. Полученную смесь веществ обработали водой. При этом выделился газ, который сожгли в кислороде. Твёрдый продукт сжигания растворили в концентрированном растворе гидроксида цезия. К полученному раствору добавили соляную кислоту.

Решение:

  1. При восстановлении оксида кремния магнием образуется кремний, который реагирует с избытком магния. При этом получается силицид магния:

    SiO2 + Mg = MgO + SiSi + Mg = Mg2Si

    Можно записать при большом избытке магния суммарное уравнение реакции:SiO2 + Mg = MgO + Mg2Si

  2. При растворении в воде полученной смеси растворяется силицид магния, образуется гидроксид магния и силан (окисд магния реагирует с водой только при кипячении):Mg2Si + h3O = Mg(OH)2 + Sih5
  3. Силан при сгорании образует оксид кремния:Sih5 + O2 = SiO2 + h3O
  4. Оксид кремния — кислотный оксид, он реагирует со щелочами, образуя силикаты:SiO2 + CsOH = Cs2SiO3 + h3O
  5. При действии на растворы силикатов кислот, более сильных, чем кремниевая, она выделяется в виде осадка:Cs2SiO3 + HCl = CsCl + h3SiO3

Задания для самостоятельной работы.

  1. Нитрат меди прокалили, полученный твёрдый осадок растворили в серной кислоте. Через раствор пропустили сероводород, полученный чёрный осадок подвергли обжигу, а твёрдый остаток растворили при нагревании в концентрированной азотной кислоте.
  2. Фосфат кальция сплавили с углём и песком, затем полученное простое вещество сожгли в избытке кислорода, продукт сжигания растворили в избытке едкого натра. К полученному раствору прилили раствор хлорида бария. Полученный осадок обработали избытком фосфорной кислоты.
  3. Медь растворили в концентрированной азотной кислоте, полученный газ смешали с кислородом и растворили в воде. В полученном растворе растворили оксид цинка, затем к раствору прибавили большой избыток раствора гидроксида натрия.
  4. На сухой хлорид натрия подействовали концентрированной серной кислотой при слабом нагревании, образующийся газ пропустили в раствор гидроксида бария. К полученному раствору прилили раствор сульфата калия. Полученный осадок сплавили с углем. Полученное вещество обработали соляной кислотой.
  5. Навеску сульфида алюминия обработали соляной кислотой. При этом выделился газ и образовался бесцветный раствор. К полученному раствору добавили раствор аммиака, а газ пропустили через раствор нитрата свинца. Полученный при этом осадок обработали раствором пероксида водорода.
  6. Порошок алюминия смешали с порошком серы, смесь нагрели, полученное вещество обработали водой, при этом выделился газ и образовался осадок, к которому добавили избыток раствора гидроксида калия до полного растворения. Этот раствор выпарили и прокалили. К полученному твёрдому веществу добавили избыток раствора соляной кислоты.
  7. Раствор иодида калия обработали раствором хлора. Полученный осадок обработали раствором сульфита натрия. К полученному раствору прибавили сначала раствор хлорида бария, а после отделения осадка — добавили раствор нитрата серебра.
  8. Серо-зелёный порошок оксида хрома (III) сплавили с избытком щёлочи, полученное вещество растворили в воде, при этом получился тёмно-зелёный раствор. К полученному щелочному раствору прибавили пероксид водорода. Получился раствор желтого цвета, который при добавлении серной кислоты приобретает оранжевый цвет. При пропускании сероводорода через полученный подкисленный оранжевый раствор он мутнеет и вновь становится зелёным.
  9. (МИОО 2011, тренинговая работа) Алюминий растворили в концентрированном растворе гидроксида калия. Через полученный раствор пропускали углекислый газ до прекращения выделения осадка. Осадок отфильтровали и прокалили. Полученный твердый остаток сплавили с карбонатом натрия.
  10. (МИОО 2011, тренинговая работа) Кремний растворили в концентрированном растворе гидроксида калия. К полученному раствору добавили избыток соляной кислоты. Помутневший раствор нагрели. Выделившийся осадок отфильтровали и прокалили с карбонатом кальция. Напишите уравнения описанных реакций.

Ответы к заданиям для самостоятельного решения:

  1. Cu(NO3)2 → CuO → CuSO4 → CuS →СuO → Cu(NO3)2

    2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2 + O2CuO + h3SO4 = CuSO4 + h3OCuSO4 + h3S = CuS + h3SO42CuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2CuO + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + h3O

  2. Ca3(PO4)2 → P → P2O5 →Na3PO4 → Ba3(PO4)2 → BaHPO4 или Ba(h3PO4)2

    Ca3(PO4)2 + 5C + 3SiO2 = 3CaSiO3 + 2P + 5CO4P + 5O2 = 2P2O5P2O5 + 6NaOH = 2Na3PO4 + 3h3O2Na3PO4 + 3BaCl2 = Ba3(PO4)2 + 6NaClBa3(PO4)2 + 4h4PO4 = 3Ba(h3PO4)2

  3. Cu → NO2 → HNO3 → Zn(NO3)2 → Na2[Zn(OH)4]

    Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2h3O4NO2 + O2 + 2h3O = 4HNO3ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + h3OZn(NO3)2 + 4NaOH = Na2[Zn(OH)4] + 2NaNO3

  4. NaCl → HCl →BaCl2 → BaSO4 → BaS → h3S

    2NaCl + h3SO4 = 2HCl + Na2SO42HCl + Ba(OH)2 = BaCl2 + 2h3OBaCl2 + K2SO4 = BaSO4 + 2KClBaSO4 + 4C = BaS + 4COBaS + 2HCl = BaCl2 + h3S

  5. Al2S3  → h3S → PbS →PbSO4
    AlCl3  → Al(OH)3

    Al2S3 + 6HCl = 3h3S + 2AlCl3AlCl3 + 3Nh4 + 3h3O = Al(OH)3 + 3Nh5Clh3S + Pb(NO3)2 = PbS + 2HNO3PbS + 4h3O2 = PbSO4 + 4h3O

  6. Al → Al2S3 → Al(OH)3 →K[Al(OH)4] → KAlO2 →AlCl3

    2Al + 3S = Al2S3Al2S3 + 6h3O = 3h3S + 2Al(OH)3Al(OH)3 + KOH = K[Al(OH)4] K[Al(OH)4] = KAlO2 + 2h3OKAlO2 + 4HCl = KCl + AlCl3 + 2h3O

  7. KI →  I2  → HI → AgI
    Na2SO4 → BaSO4

    2KI + Cl2 = 2KCl + I2I2 + Na2SO3 + h3O = 2HI + Na2SO4BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4 + 2NaClHI + AgNO3 = AgI + HNO3

  8. Cr2O3 → KCrO2 → K[Cr(OH)4] →K2CrO4 →K2Cr2O7 → Cr2(SO4)3

    Cr2O3 + 2KOH = 2KCrO2 + h3O2KCrO2 + 3h3O2 + 2KOH = 2K2CrO4 + 4h3O2K2CrO4 + h3SO4 = K2Cr2O7 + K2SO4 + h3OK2Cr2O7 + 3h3S + 4h3SO4 = 3S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7h3O

  9. Al → K[Al(OH)4] → Al(OH)3 → Al2O3 → NaAlO2 2Al + 2KOH + 6h3O = 2K[Al(OH)4] + 3h3 K[Al(OH)4] + CO2 = KHCO3 + Al(OH)3
    2Al(OH)3 Al2O3 + 3h3O

    Al2O3 + Na2CO3 = 2NaAlO2 + CO2

  10. Si → K2SiO3 → h3SiO3 → SiO2 → CaSiO3 Si + 2KOH + h3O = K2SiO3 + 2h3 K2SiO3 + 2HCl = h3SiO3 + 2KCl
    h3SiO3 h3O + SiO2

    SiO2 + CaCO3 = CaSiO3 + CO2

Звоните нам: 8 (800) 775-06-82 (бесплатный звонок по России)                        +7 (495) 984-09-27 (бесплатный звонок по Москве)

Или нажмите на кнопку «Узнать больше», чтобы заполнить контактную форму. Мы обязательно Вам перезвоним.

ege-study.ru

основных, амфотерных, кислотных – HIMI4KA

Определения и формулы основных, амфотерных и кислотных оксидов были приведены ранее в уроке 6.

Характерные химические свойства основных оксидов: реакции с кислотными оксидами с образованием солей и с кислотами с образованием солей и воды, например:

Некоторые основные оксиды реагируют с водой с образованием оснований. Эта реакция проходит в том случае, если продукт реакции растворим в воде:

В аналогичных условиях, например, оксид железа (II) с водой реагировать не будет, так как гидроксид железа (II) в воде нерастворим.

Амфотерные оксиды взаимодействуют как с кислотами, так и с основаниями с образованием солей и воды или комплексных соединений:

Кроме того, амфотерные оксиды могут взаимодействовать как с кислотными, так и с основными оксидами, например:

С водой амфотерные оксиды не взаимодействуют.

Кислотные оксиды реагируют с основными оксидами с образованием солей; с основаниями, с образованием солей и воды или кислых солей, а также с водой, в том случае если образующаяся в ходе такой реакции кислота растворима в воде:

Кроме того, кислотные оксиды вступают в окислительно-восстановительные и обменные реакции:

Тренировочные задания

1. Оксид натрия взаимодействует с каждым из двух веществ:

1) серная кислота и вода2) уксусная кислота и азот3) оксид лития и фосфор4) оксид бария и серная кислота

2. Оксид калия взаимодействует с

1) азотом и фосфором2) водой и сульфатом натрия3) серной кислотой и оксидом фосфора (V)4) литием и хлоридом натрия

3. Оксид кальция взаимодействует с

1) оксидом кремния2) оксидом углерода (II)3) оксидом азота (II)4) оксидом азота (I)

4. Оксид бария взаимодействует с каждым из двух веществ:

1) азотной кислотой и водой2) уксусной кислотой и хлором3) оксидом натрия и азотом4) оксидом серы (IV) и кремнием

5. Оксид магния не взаимодействует с

1) соляной кислотой2) серной кислотой3) оксидом лития4) оксидом кремния

6. Оксид кальция взаимодействует с каждым из двух веществ:

1) оксидом фосфора (V), водой2) оксидом углерода (IV) и сульфидом натрия3) оксидом магния и азот4) кислородом и сульфатом натрия

7. Оксид кальция реагирует с

1) медью2) фосфором3) оксидом углерода (IV)4) оксидом магния

8. Оксид натрия реагирует с

1) водой2) сульфатом калия3) нитратом железа (II)4) оксидом азота (II)

9. Оксид бария реагирует с каждым из двух веществ:

1) оксидом азота (II) и хлором2) азотной кислотой и водой3) оксидом углерода (II) и железом4) серой и хлоридом кальция

10. Оксид магния реагирует с каждым из двух веществ:

1) оксидом кальция и оксидом железа (II)2) оксидом алюминия и оксидом хрома (II)3) соляной кислотой и оксидом кремния (VI)4) оксидом фосфора (V) и цинком

11. Оксид цинка

1) растворяется в кислотах, но не реагирует с основаниями2) растворяется в щелочах, но не реагирует с кислотами3) реагирует с оксидом натрия, но не реагирует с водой4) реагирует с оксидом калия и водой

12. Оксид хрома (III) реагирует с

1) оксидом калия2) водой3) оксидом серы (VI)4) оксидом азота (I)

13. Оксид алюминия амфотерен, поскольку он способен взаимодействовать

1) как с азотной, так и серной кислотой2) с водой и кислотами3) с водой и щелочами4) как с кислотами, так и со щелочами

14. Оксид алюминия реагирует с

1) сульфатом калия2) оксидом калия3) оксидом азота (II)4) оксидом углерода (IV)

15. Оксид серы (VI) взаимодействует с каждым из двух веществ:

1) оксидом лития и углекислым газом2) водой и углекислым газом3) водой и гидроксидом калия4) кислородом и натрием

16. Оксид фосфора (V) взаимодействует с каждым из двух веществ:

1) кислородом и водородом2) водой и углекислым газом3) водой и гидроксидом натрия4) водой и оксидом углерода (II)

17. Оксид серы (VI) не взаимодействует с

1) водой2) хлоридом калия3) гидроксидом натрия4) оксидом бария

18. Оксид серы (IV) взаимодействует с

1) оксидом углерода (IV) и водой2) оксидом фосфора (V) и водой3) сульфатом калия и водой4) оксидом кальция и гидроксидом натрия

19. Оксид серы (IV) не взаимодействует с

1) водой2) фосфатом кальция3) раствором гидроксида натрия4) гидроксидом кальция

20. Оксид хлора (VII) взаимодействует с каждым из двух веществ:

1) кальцием и углекислым газом2) водой и углеродом3) водой и оксидом калия4) кислородом и азотом

21. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.

РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) Na2O + HCl →Б) Na2O + CO2 →В) Na2O + O2 →

ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) Na2CO32) NaCl + h33) NaCl + h3O4) NaO35) Na2O2

22. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.

РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) Na2O + h3SO4 (изб.) →Б) Na2O + Al2O3 →В) Na2O + P2O5 →

ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) NaHSO42) NaHSO4 + h3O3) NaAlO24) Na3PO45) Na2SO4 + h3O

23. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.

РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) CaO + h4PO4 (изб.) →Б) CaO + h3O →В) CaO + CO2 →

ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) Ca(h3PO4)2 + h3O2) CaCO33) Ca(OH)24) CaCO25) Ca3(PO4)2

24. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.

РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) CaO + SiO2 →Б) CaO + h4PO4 (разб.) →В) CaO + HCl →

ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) Ca(h3PO4)2 + h3O2) Ca3(PO4)2 + h3O3) CaCl2 + h3O4) CaSiO3 5) Ca(OCl)2

25. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.

РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) ZnO + HCl →Б) ZnO + NaOH ⎯⎯h3O→В) ZnO + Na2O ⎯⎯сплавление→

ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) ZnCl2 + h3O2) ZnCl23) Na2[Zn(OH)4]4) Na2ZnO2 + h3O5) Na2ZnO2

26. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.

РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) ZnO + h4PO4 →Б) ZnO + NaOH + h3O →В) ZnO + C →

ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) Na2[Zn(OH)4] + h32) Na2ZnO23) Zn(h3PO4)2 + h3O4) Zn + CO5) Zn3(PO4)2 + h3O

27. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.

РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) P2O5 + h3O →Б) P2O5 + Ca(OH)2 ⎯⎯сплавление→В) P2O5 + NaOH (изб.) →

ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) Ca3(PO4)2 + h3O2) CaHPO43) Na3PO4 + h3O4) Na3PO45) h4PO4

28. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.

РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) P2O5 + h3O →Б) P2O5 + Na2O →В) P2O5 + HNO3 →

ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) h4PO4 + HNO22) h4PO43) Na3PO44) h4PO35) HPO3 + N2O5

29. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.

РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) SO2 + Ca(OH)2 (изб.) →Б) SO2 + Na2O →В) SO2 + O2 →

ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) CaSO3 + h3O2) SO33) Ca(HSO3)24) Na2SO45) Na2SO3

30. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.

РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) SO2 + h3S →Б) SO2 (изб.) + NaOH →В) SO2 + NaOH (изб.) →

ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) Na2SO4 + h3O2) Na2SO3 + h3O3) NaHSO34) S + h3O5) NaHSO4

31. Дана схема превращений:

Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.

32. Дана схема превращений:

Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.

33. Дана схема превращений:

Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.

34. Дана схема превращений:

Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для первого превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.

35. Дана схема превращений:

Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.

36. Дана схема превращений:

Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.

37. Дана схема превращений:

Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.

38. Дана схема превращений:

Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.

39. Дана схема превращений:

Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для второго превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.

40. Дана схема превращений:

Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для второго превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.

41. Дана схема превращений:

Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.

42. Дана схема превращений:

Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для первого превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.

43. Дана схема превращений:

Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для второго превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.

44. Дана схема превращений:

Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для второго превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.

45. Дана схема превращений:

Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.

46. Дана схема превращений:

Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для второго превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.

47. Дана схема превращений:

Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для первого превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.

48. Дана схема превращений:

Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.

49. Дана схема превращений:

Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.

50. Дана схема превращений:

Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.

Ответы

himi4ka.ru

Работа 7. ХРОМ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

Описать опыт. Используя значения константы нестойкости ком-

плексов – Кн([Ag(Nh4)2]+) =9,3·10–8,Кн([Ag(S2O3)2]3-)=2,5·10–14 – объ-

яснить, почему йодид серебра не растворяется в избытке аммиака, но растворяется в растворе тиосульфата натрия.

Опыт 7. Окислительные свойства катиона Ag+

В пробирку внести 1–2капли раствора АgNO3,3–5капель3%-гораствора пероксида водорода и1–2капли раствора щелочи. Наблюдать образование мелкодисперсного металлического серебра. В отчете написать уравнение реакции, уравнять её методом полуреакций.

Контролирующие задания

1.Какие степени окисления являются характерными для меди? Приведите примеры соединений меди в данных степенях окисления.

2.Какой из реактивов позволит перевести металлическую медь в

растворимое состояние: HCl, h3SO4(конц), HNO3(конц), h3SO4(разб), ZnSO4, HI, NaOH, Pb(NO3)2? Напишите уравнения реакций.

3.Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

Cu → CuCl2 → Cu(OH)2 → CuO → [Cu(Nh4)4](OH)2

4.Объясните причину устойчивости степени окисления +1 у серебра.

5.К нитрату серебра прилили раствор щелочи. Какое соединение выпало в осадок. Напишите уравнение реакции.

6.Какой из галогенидов серебра растворяется в воде? Объясните причину его хорошей растворимости.

Работа 11. ЦИНК, КАДМИЙ, РТУТЬ

Цинк, кадмий и ртуть находятся в побочной подгруппе второй группы периодической системы. Полное заполнение электронами предвнешних d-орбиталейи внешнихs-орбиталейобъясняет свойства этих элементов.

Zn, Cd, Hg – мягкие, легкоплавкие металлы, их температуры плавления ниже по сравнению с другими d-металлами,так как спаренные d- электроны атомов не принимают участия в образовании металлической связи. Ртуть, имеющая температуру плавления–38,8оС, является самым легкоплавким металлом, что позволяет использовать её в термометрах.

В своих соединениях цинк, кадмий и ртуть всегда двухвалентны. Для ртути известны соединения, в которых она, будучи двухвалентной (электронная валентность) проявляет степень окисления +1, например

studfiles.net

02 семестр / Лабораторные работы / d-металлы / lab6

11

М Г Т У и м е н и Н. Э. Б а у м а н а

Лабораторная работа

по химии.

«d - металлы».

Часть I

Выполнила: Косяк Анна

Факультет: НУК РЛМ

Группа: БМТ2 - 12

Дата выполнения: 05. 11. 2004

Дата сдачи: 12. 11. 2004

М О С К В А

2 0 0 4

  1. Цель работы.

Ознакомиться с некоторыми металлами, являющимся d – элементами и изучить их свойства.

  1. Теоретическая часть.

К d- элементам относятся все элементыIB–VIIIBподгрупп 4 – 7 периодов. В нашей лабораторной работе мы рассмотримCr,Mn,Cu,Zn.

Хром Cr.

Максимальная степень окисления равна 6. Тугоплавок и твердый. По отношению к воздуху и воде устойчив, вследствие образования оксидных пленок. В разбавленных кислотах HCl и h3SO4 хром окисляется, превращаясь в ионы Сr2+. Концентрированная и разбавленная азотная кислота и царская водка при комнатной температуре на хром не действуют, так как пассивируют его. По отношению к растворам щелочей в присутствии окислителей хром устойчив. Взаимодействуя с кислородом при высокой, температуре хром образует оксид Cr2O3. При действии аммиака на соли Cr3+ образуется серо – синий осадок Cr(OH)3 по свойствам похожий на Al(OH)3, и устанавливается система равновесий:

Cr3+ + 3OH- ↔ h4CrO3 ≡ HCrO2 * h3O ↔ H+ + CrO2- + 2h3O ↔ [Cr(OH)4]- + H+

При добавлении кислот равновесие смещается влево, а щелочей вправо. В концентрированных щелочах гидроксид хрома (III) растворяется, образуя комплексный ион [Cr(OH)6]3- . В щелочной среде под действием окислителей соединение хрома (III) легко окисляются в хроматы, содержащие ион CrO42- желтого цвета. При подкислении раствора, содержащего ионы CrO42-, желтая окраска переходит в оранжевую в результате образования бихромат – иона Cr2O72-. Хроматы и бихроматы в кислой среде являются сильными окислителями. Cr6+ восстанавливается до Cr3+.

Соли Cr3+ легко гидролизуютя, образуя гидросоли, являющиеся устойчивыми соединениями. Добавление к растворам солей карбоната натрия увеличивает степень гидролиза вследствие образования слабодиссоциированного вещества. Хром образует комплексные соединения, многие из которых являются очень прочными: [CrCl6]3-, [CrF6]3-, [Cr(CNS)6]3-. Координационное число для Cr3+ во всех комплексных соединениях равно 6. В избытке аммиака растворяется осадок Cr(OH)3:

Cr(OH)3 + 6Nh5OH = [Cr(Nh4)6](OH)3 + 6h3O

Марганец Mn.

Наиболее устойчивы его соединения со степенью окисления +2, +4, +7. Активный металл, легко растворяется в разбавленных кислотах, окисляясь до Mn2+. С повышением степени окисления уменьшается основной характер его оксидов и гидроксидов, повышаются их кислотные свойства:

MnO Mn2O3 MnO2 MnO3; Mn2O1

Mn(OH)2 Mn(OH)3 Mn(OH)4 h3MnO4; HMnO4

Основные свойства амфотерен кислотные свойства

При действии щелочей на соли Mn (II) образуется осадок Mn(OH)2 легко окисляющийся на воздухе в оксид – гидроксид марганца. Для соединений Mn (II) и Mn (III) характерны восстановительные свойства, а для соединений Mn (IV), Mn (VI), Mn (VII) – окислительные. Наиболее активно окислительные свойства проявляются у Mn (VII). Все соединения, в которых марганец находится в высшей степени окисления, являются очень сильными окислителями. Наибольшей окислительной способностью обладает перманганат – ион MnO4.

Соединения Mn (VI) – манганаты – малоустойчивы и в нейтральных и в кислых растворах подвергаются диспропорционированию.

Медь Cu.

Степень окисления проявляет от +1 до +3. Стандартный электродный потенциал положителен, поэтому в неокисляющих кислотах они не растворяются. Не обладают амфотерностью и со щелочами не взаимодействуют. Медь на воздухе постепенно покрывается зеленым налетом основной соли – карбоната гидроксомеди:

2Cu + O2 + CO2 + h3O = Cu(OH)2CO3

В концентрированной серной кислоте медь растворяется при кипячении:

Cu + 2h3SO4 = CuSO4 + SO2↑ + 2h3O

С азотной кислотой медь реагирует хорошо, восстанавливая ее до оксидов азота NO и NO2 в зависимости от концентрации кислоты и температуры.

Медь с кислородом образует оксид меди (I) Cu2O (красный) и оксид меди (II) CuO (черный). Оксид меди (I) во влажном состоянии неустойчив и происходит реакция диспропорционирования:

Cu2O → Cu + CuO

Оксидам меди (I) и (II) соответствуют: непрочный гидроксид CuOH (оранжевый) и гидроксид Cu(OH)2 (голубой).

Свойства меди и ее аналогов, включая способность образовывать комплексные соединения, широко используются при рафинировании металлов электролизом из водных растворов, гальваническом медении и золочении, фотографии, производстве зеркал и многих других процессах.

Цинк Zn.

Степень окисления в соединениях единственная 2+. В обычных условиях Zn постепенно окисляется кислородом воздуха только с поверхности, покрываясь плотной пленкой оксида. При наличии в среде CO2 образуется защитная пленка (ZnOH)2CO3 на его поверхности. В растворах щелочей пленка растворяется, что позволяет Zn вступать в реакцию с водой. При прокаливании образуются оксид ZnО – амфотерен.

Цинк растворяется в разбавленной соляной и серной кислотах с выделением водорода. С водой практически не реагирует, так как при погружении в воду реакция протекает на поверхности по уравнению:

Zn + 2h3O = h3↑ + Zn(OH)2↓

но тотчас же приостанавливается вследствие образования пленки гидроксида Zn(OH)2 .

При взаимодействии цинка с кислотами – окислителями в зависимости от концентрации и температуры образуются различные продукты реакции:

Zn + h3SO4 (k) → ZnSO4 + h3O + (SO2; S; S2-),

Zn + HNO3 → Zn(NO3)2 + h3O + (N2; NO; Nh5+).

Цинк – активный металл и может выступать в реакциях с водными растворами KМnO4, K2Cr2O7 как восстановитель.

Гидроксиды цинка являются слабыми основаниями, поэтому соли цинка в водных растворах подвергаются гидролизу с изменением рН среды.

При взаимодействии солей цинка с карбонатом натрия образуется карбонат цинка:

ZnCl2 + Na2CO3 = ZnCO3↓ + 2NaCl

который в воде практически нерастворим, но гидролизуется ею с образованием основного карбоната цинка:

2ZnCO3 + 2h3O = (ZnOH)2CO3 + h3CO3

Благодаря своему небольшому радиусу и наличию свободного электронного уровня ион Zn2+ является хорошим комплексообразователем, координационное число для цинка 4.

  1. Практическая часть.

Опыт 1.

а) Название эксперимента.

Получение и свойства гидроксида хрома (III).

б) Ход эксперимента.

В две ячейки капельного планшета поместим по капле темно – синего сульфата хрома Cr2(SO4)3. К каждой капле добавим по капле раствора NaOH.

в) Наблюдения.

Окраска раствора меняется от темно – синей до зеленой.

г) Уравнения реакции.

Cr2(SO4)3 + 6NaOH = 2Сr(OH)3 + 3Na2SO4

Cr2(SO4)3

Сr(OH)3 + Na2SO4

NaOH

д) Иллюстрационный материал

е) Вывод.

При взаимодействии солей хрома с щелочами получается гидроксид хрома.

ж) Ход эксперимента.

В одну ячейку добавим 2 капли NaOH, а в другую 2 капли раствора серной кислоты h3SO4.

ж) Наблюдения.

В ячейке с кислотой цвет раствора стал сине – серый, осадок растворился. В ячейке с избытком щелочи осадок растворился, цвет сине - зеленый.

з) Уравнения реакции.

Сr(OH)3 + NaOH = NaCrO2 + 2h3O

2Сr(OH)3 + 2h3SO4 = Cr2(SO4)3 + 6h3O

Сr(OH)3

NaOH

NaCrO2 + h3O

Сr(OH)3

h3SO4

и) Иллюстрационный материал.

Cr2(SO4)3 + h3O

к) Вывод.

Так как осадок гидроксида хрома растворился и в щелочи NaOH, и в кислоте h3SO4, то он амфотерный.

Опыт 2.

а)Название эксперимента.

Восстановление Cr+6 до Cr+3.

б) Ход эксперимента.

В ячейку капельного планшета мы поместили 1 каплю оранжевого раствора дихромата калия K2Cr2O7 и добавили к ней 1 каплю раствора серной кислоты h3SO4 и 2 капли хлорида олова SnCl2.

в) Наблюдения.

Сначала раствор был оранжевым, а при добавлении к нему хлорида олова и серной кислоты, цвет сменился на цвет морской волны.

г) Уравнение реакции.

K2Cr2O7 + 5h3SO4 + SnCl2 = Cr2(SO4)3 + 5h3O + K2SO4 + SnSO4 + Cl2

д) Иллюстрационный материал.

K2Cr2O7

h3SO4

SnCl2

Cr2(SO4)3 + h3O + K2SO4 + SnSO4 + Cl2

ж) Вывод

При воздействии на дихромат калия в кислой среде солью олова SnCl2, хром окисляется до +3.

Опыт 3.

а) Название эксперимента.

Взаимный переход хромата в дихромат.

б) Ход эксперимента.

К одной капле оранжевого раствора дихромата калия K2Cr2O7 в ячейку капельного планшета добавим 1 каплю раствора гидроксида натрия NaOH.

в) Наблюдения.

Цвет раствора меняется с оранжевого на желтый.

г) Уравнения реакций.

K2Cr2O7 + 2NaOH = K2CrO4 + h3O + Na2CrO4

K2Cr2O7

NaOH

K2CrO4 + h3O+ Na2CrO4

д) Иллюстрационный материал.

е) Вывод.

Дихромат калия K2Cr2O7 не устойчив в щелочных средах и поэтому, превращается в них в хромат калия K2CrO4.

ж) Ход эксперимента.

К одной капле желтого раствора хромата калия K2CrO4 добавим 1 каплю раствора серной кислоты h3SO4.

з) Наблюдения.

Цвет раствора из желтого становится оранжевым.

и) Уравнения реакции.

2K2CrO4 + h3SO4 = K2SO4 + K2Cr2O7 + h3O

K2SO4 + K2Cr2O7 + h3O

к) Иллюстрационный материал.

K2CrO4

h3SO4

к) Вывод.

Хромат калия K2CrO4 не устойчив в кислых средах и поэтому, превращается в них в дихромат K2Cr2O7.

Опыт 4.

а) Название эксперимента.

Получение гидроксида марганца и изучение его свойств.

б) Ход эксперимента.

В 3 ячейки капельного планшета капнем по одной капле сульфата марганца MnSO4. К каждой добавим по капле раствор гидроксида натрия NaOH.

в) Наблюдения.

Образуется кремовый осадок.

г) Уравнения реакции.

MnSO4 + 2NaOH = Mn(OH)2 ↓+ 2NaSO4

д) Иллюстрационный материал.

е) Вывод.

При взаимодействии солей марганца с щелочами выпадает осадок гидроксида марганца Mn(OH)2.

ж) Ход эксперимента.

К одной капле гидроксида марганца Mn(OH)2 добавим 2 капли раствора серной кислоты h3SO4, к другой 2 капли раствора гидроксида натрия NaOH, а третью оставим на воздухе, для окисления гидроксида марганца.

з) Наблюдения.

В той ячейке, где к гидроксиду марганца мы добавили кислоту, осадок растворился, и цвет раствора стал бесцветным. А в двух других ячейках осадок не растворился, цвет не изменился.

и) Уравнения реакции.

2Mn(OH)2 + O2 = 2MnO(OH)2

Mn(OH)2 + h3SO4 = MnSO4 + 2h3O

Mn(OH)2 + NaOH = осадок не растворяется, реакция не идет.

Mn(OH)2

O2

2MnO(OH)2

к) Иллюстрационный материал.

Mn(OH)2

h3SO4

MnSO4 + 2h3O

Mn(OH)2

NaOH

Реакция не идет

л) Вывод.

Так как гидроксид магния не растворяется в щелочи и растворяется в кислоте, то он основный.

Опыт 5.

а) Название эксперимента.

Получение гидроксида меди и изучение его свойств.

б) Ход эксперимента.

В ячейки капельного планшета поместим по 1 капле голубого сульфата меди CuSO4. К каждой капле добавим гидроксид натрия NaOH.

в) Наблюдения.

Выпадает голубой осадок.

г) Уравнения реакции.

CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 ↓+ Na2SO4

г) Иллюстрационный материал.

д

CuSO4

NaOH

Cu(OH)2 ↓+ Na2SO4

) Вывод.

При взаимодействии солей меди с щелочами образуется осадок гидроксида меди.

е) Ход эксперимента.

Добавим еще в одну ячейку 2 капли раствора гидроксида натрия, а в другую 2 капле раствора серной кислоты.

ж) Наблюдения.

В ячейке с кислотой осадок растворился, а в ячейке с щелочью – нет.

з) Уравнения реакции.

Cu(OH)2 + h3SO4 = CuSO4 + 2h3O

Cu(OH)2 + NaOH = осадок не растворяется, реакция не идет.

и) Иллюстрационный материал.

Cu(OH)2

h3SO4

CuSO4 + h3O

Cu(OH)2

NaOH

Реакция не

идет

к) Вывод.

Так как гидроксид меди растворяется в кислоте и не растворяется в щелочи, то он является основным.

Опыт 6.

а) Название эксперимента.

Характерная реакция на ионы Cu+2 .

б) ход эксперимента.

В ячейку капельного планшета поместим 1 каплю раствора сульфата меди CuSO4. Добавим одну каплю аммиака Nh5OH.

в) Наблюдения.

Выпадает синий осадок.

г) Уравнения реакции.

2CuSO4 + 2Nh5OH = Cu2(OH)2SO4 ↓+ (Nh5)2SO4

д) Иллюстрационный материал.

CuSO4

Nh5OH

Cu2(OH)2SO4 ↓+ (Nh5)2SO4

е) Вывод.

При взаимодействии сульфата меди CuSO4 с щелочами получается основная соль Cu2(OH)2SO4 меди.

ж) Ход эксперимента.

Добавим еще 2 капли раствора аммиака Nh5OH.

з) Наблюдения.

Осадок растворяется, цвет раствора стал темно – синим.

и) Уравнения реакции.

Cu2(OH)2SO4 + 4Nh5OH = [Cu(Nh4)4]SO4 + 4h3O

Cu2(OH)2SO4

Nh5OH

[Cu(Nh4)4]SO4 + h3O

к) Иллюстрационный материал.

л) Вывод.

В результате взаимодействия гидроксосульфата меди Cu2(OH)2SO4 и аммиака Nh5OH образуется комплексное соединение, в состав которого входит комплексный ион [Cu(Nh4)4] +2 .

Опыт 7.

а) Название эксперимента.

Получение и свойства гидроксида цинка.

б) Ход эксперимента.

В 3 ячейки капельного планшета внесем по капле хлорида цинка ZnCl2. К каждой капле добавим по капле гидроксида натрия NaOH.

в) Наблюдения.

Образуется белый нитевидный осадок.

г) Уравнения реакции.

ZnCl2 + 2NaOH = Zn(OH)2 ↓ + 2NaOH

д) Иллюстрационный материал.

е) Вывод.

При взаимодействии солей цинка с щелочами образуется гидроксид цинка Zn(OH)2.

ж) Ход эксперимента.

Добавим еще к одной капле 2 капли раствора серной кислоты h3SO4, к другой – 2 капли раствора гидроксида натрия NaOH, а к третей – 2 капли гидроксида аммония Nh5OH.

з) Наблюдения.

В ячейке с кислотой осадок растворяется, в ячейке гидроксидом аммония и с избытком щелочи осадок растворяется медленно.

и) Уравнения реакции.

Zn(OH)2 + h3SO4 = ZnSO4 + 2h3O

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2Zn(OH)4

Zn(OH)2 + 4Nh5OH = [Zn(Nh4)4](OH)2 + 4h3O

к) Иллюстрационный материал.

Zn(OH)2

Zn(OH)2

NaOH

Na2Zn(OH)4

h3SO4

ZnSO4 + h3O

Zn(OH)2

Nh5OH

[Zn(Nh4)4](OH)2 + h3O

л) Вывод.

Так как гидроксид цинка растворяется в кислоте и растворяется в щелочах, образуя комплексную соль, то он является амфотерным.

  1. Контрольные вопросы.

  1. Напишите формулы оксидов и гидроксидов хрома, проявляющих: а) основные свойства; б) амфотерные свойства; в) кислотные свойства;

а) CrO, Cr(OH)2;

б) Cr2O3, Cr(OH)3;

в) CrO2, Cr(OH)4;

  1. Составьте уравнения реакции взаимодействия амфотерного гидроксида хрома (III) с кислотами и щелочами, имея в виду образование комплексных ионов Cr(III).

Сr(OH)3 + NaOH = NaCrO2 + 2h3O

2Сr(OH)3 + 2h3SO4 = Cr2(SO4)3 + 6h3O

  1. В какой степени окисления марганец и хром проявляют только восстановительные свойства?

Марганец и хром проявляют восстановительные свойства только степени 4+.

studfiles.net