Файл: Методические указания и задания к занятиям семинарского типа, контрольной и самостоятельной работе по дисциплине Неорганическая химия.docx
ВУЗ: Не указан
Категория: Не указан
Дисциплина: Не указана
Добавлен: 30.11.2023
Просмотров: 291
Скачиваний: 2
ВНИМАНИЕ! Если данный файл нарушает Ваши авторские права, то обязательно сообщите нам.
CO3 и Na3PO4?
1.3. Cвойства карбонатов щелочноземельных металлов
Поместите в две пробирки по две капли 2н раствора Na2CO3 и добавьте в них по две капли 1н растворов: в первую пробирку CaCI2, во вторую - BaCI2. Отметьте образование осадков и их окраску. Добавьте в обе пробирки несколько капель 2н раствора HCI. Отметьте свои наблюдения и дайте пояснения.
Составьте уравнения реакций образования и растворения осадков. Отметьте области применения CaCI2, BaCI2 и СаСО3.
Опыт 2. Получение оксида и гидроксида магния
Сожгите над тиглем кусочек магниевой ленты, придерживая его тигельными щипцами. Добавьте к образовавшемуся белому порошку десять капель дистиллированной воды, перемешайте содержимое тигля и дайте отстояться осадку.
Слейте полученный раствор в пробирку и разделите его на две части. Добавьте к одной части раствора две капли фенолфталеина, а в другую часть опустите полоску универсальной индикаторной бумаги. Что наблюдаете?
Напишите уравнения реакций образования оксида магния и его растворения в воде. Отметьте реакцию среды раствора и значение его рН.
Отметьте кислотно-основную природу оксида и гидроксида магния. Укажите, какие соли магния обусловливают карбонатную и некарбонатную жесткость воды.
Р-металлы
Опыт 3. Получение и свойства гидроксидов р-металлов
Поместите в две пробирки по две капли 2н раствора NaOH и добавляйте по каплям в первую пробирку 1н раствор AI(NO3)3, во вторую – 1н раствор Pb(NO3)2 до образования студенистых осадков.
В третью пробирку поместите пять капель 1н раствора SnCI2 и добавляйте в нее по каплям 2н раствор NaOH до появления аналогичного осадка.
Разделите все полученные осадки на две части и проверьте их отношение к кислотам и щелочам. Для этого добавьте к осадкам AI(OH)3 и Sn(OH)2 по каплям 2н раствор H2SO4, а к осадку Pb(OH)2 – 2н раствор HNO3. К другой части полученных гидроксидов добавляйте по каплям 2н раствор NaOH до появления явных изменений в пробирках.
Составьте уравнения реакций получения гидроксидов указанных металлов и их взаимодействия с кислотами и щелочами. Учтите при этом, что реакции со щелочью дают соответствующие гидроксокомплексы. При составлении их формул помните, что координационное число алюминия равно шести, а олова и свинца – четырем.
Сделайте вывод о способе получения гидроксидов р-металлов и их кислотно-основных свойствах.
Отметьте области применения указанных металлов. используя таблицу 20 приложения, отметьте значения ПДК свинца и олова.
Опыт 4. Окислительно-восстановительные свойства
соединений p-металлов
4.1. Восстановительные свойства соединений олова(II)
Поместите в пробирку две капли 1н раствора SnCI2 и добавляйте по каплям 2н раствор NaOH до растворения образовавшегося осадка. Внесите в прозрачный раствор две капли 1н раствора Bi(NO3)3. Наблюдайте выделение осадка свободного висмута, отметьте его цвет.
Напишите уравнение окислительно-восстановительной реакции, используя таблицу 14 приложения. Подберите коэффициенты методом электронного баланса.
Используя таблицу 15 приложения, докажите, почему олово(II) в данной реакции является восстановителем, а висмут(III) - окислителем, если они оба находятся в промежуточной степени окисления.
4.2. Окислительные свойства соединений свинца(IV)
Поместите в пробирку пять-шесть капель 2н раствора HNO3, добавьте на кончике лопатки порошок PbO2 и одну каплю 0,2н раствора Mn(NO3)2. Доведите содержимое пробирки до кипения. Внесите в пробирку десять капель дистиллированной воды и дайте отстояться осадку. Отметьте окраску раствора. Что он вам напоминает?
Используя таблицу 14 приложения, составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции, подберите коэффициенты методом электронного баланса и расставьте их в уравнении. Учтите при этом, что ионы Mn 2 + в ходе реакции окисляются до ионов MnO4-, а PbO2 восстанавливается до ионов Pb 2 +.
по результатам опыта сделайте общий вывод о зависимости окислительно-восстановительных свойств соединений р-металлов от значения степени окисления элементов.
Задания для самостоятельной работы
1. Составьте электронные формулы атомов кальция, магния, алюминия. Покажите распределение их валентных электронов по квантовым ячейкам в нормальном и возбужденном состоянии.
2. Какие степени окисления проявляют s- и р-металлы в соединениях?
3. Составьте уравнения реакций взаимодействия кальция с водой и концентрированной серной кислотой.
4. Составьте уравнения реакций растворения алюминия в разбавленной серной кислоте и гидроксиде натрия.
5. Закончите уравнения возможных реакций:
а) CaO + H2O ® ; б) CaO + HCI ® ; в) CaO + NaOH ® ;
г) AI2O3 + H2O ® ; д) AI2O3 + HNO3 ® ; е) AI2O3 + NaOH ® .
6. Приведите уравнения реакций получения Са(OH)
2 и AI(OH)3.
7. Охарактеризуйте кислотно-основные свойства указанных в задании 6 гидроксидов, составив соответствующие уравнения реакций в молекулярном и ионном виде.
8. Приведите схему электролиза AI2O3.
9. Составьте уравнения реакций гидролиза CaCI2, Mg(NO3)2, AI2(SO4)3. Отметьте реакцию среды растворов этих солей.
10. Допишите формулы продуктов в указанных схемах реакций и охарактеризуйте окислительно-восстановительные свойства металлов в их восстановленной и окисленной формах:
а) Mg + AI2(SO4)3 ® ; б) AI + Pb(NO3)2 ® .
11. Используя таблицу 19 приложения, укажите, к какой категории элементов (микро- или макро-) относятся Na, К, Ca и Mg? Отметьте их биологическую роль и суточную потребность в них человека.
12. Укажите области применения AI и его сплавов. Поясните, почему в алюминиевой емкости нельзя хранить пищевые продукты повышенной кислотности и кипятить белье в щелочном растворе.
13. Какие из р-металлов используются в качестве упаковочного материала? Какие продукты можно в них хранить? Можно ли для этого целях использовать обычные газеты? Используя таблицы 18 и 20 приложения, укажите, какие токсичные элементы содержатся в типографском шрифте, отметьте значения их ПДК.
14. Укажите состав и области применения следующих веществ и материалов: жженая и гашеная известь, известковая вода, жженая магнезия и магнезит, известняк, мел и мрамор, корунд и каолин, тальк и асбест, сусальное золото, свинцовый крон и свинцовый сахар.
15. Укажите источники загрязнения воды, воздуха, почвы, пищевых продуктов токсичными и радиоактивными элементами s- и
р-семейств: Sn, Pb, Sb, 40K, 137Cs, 90Sr, 224Ra.
16. Где используются белая жесть, фольга и станиоль? Отметьте их состав и поведение в кислой и щелочной среде.
17. Укажите типы реакций, лежащие в основе предлагаемых превращений:
AI ® AI2O3 ® AI(NO3)3 ® AI2(CO3)3 ® AI(OH)3 ® Na[AI(OH)4].
К каким классам неорганических соединений относятся все исходные вещества, продукты реакций и используемые в реакциях реагенты?
Лабораторная работа 6.
Переходные металлы (d-металлы)
План занятия
1. Положение переходных металлов в периодической системе Д.И. Менделеева.
2. Электронное строение и возможные степени окисления атомов d-металлов.
3. Взаимодействие d-металлов с неметаллами, кислотами, щелочами, солями.
4. Оксиды и гидроксиды d-металлов, их получение и кислотно-основные свойства.
5. Соли d-металлов: средние, кислые, основные, двойные, комплексные, их растворимость в воде и диссоциация. Взаимодействие с металлами, кислотами, щелочами и солями.
6. Окислительно-восстановительные свойства соединений
d-металлов c разной степенью окисления элемента.
7. Распространение в природе, получение и применение
d-металлов и их соединений.
Растворы: H2O (дист.), 2н - HCI, H2SO4, HNO3, NaOH; 1н – КОН, FeCI3, ZnCI2, CoCI2, CuSO4, Cr2(SO4)3, NiSO4, K2Cr2O7, KJ; 0,2н - Mn(NO3)2; NH4OH (2н, 6н), H2O2 (3 %), Na2SO3 (30 %), KMnO4 (0,1н).
Приборы и материалы: штативы с пробирками, лопатки, стеклянные палочки, FeSO4 (крист.), NaBiO3 (крист.).
Опыт 1. Кислотно-основные свойства гидроксидов d-металлов
Поместите в четыре пробирки по две капли 2н раствора NaOH и добавьте по каплям (до образования осадков) 1н растворы солей: в первую пробирку - Cr2(SO4)3 , во вторую - FeCI3, в третью - ZnCI2,
в четвертую - CuSO4.
Разделите содержимое каждой пробирки на две части и добавляйте к одной части по каплям 2н раствор HCI до растворения осадков, а к другой – 2н раствор NaOH до растворения (или разбавления) осадков.
Напишите уравнения реакций образования гидроксидов и их взаимодействия с кислотой и щелочью (если гидроксид в ней растворился). При растворении гидроксида в щелочи получается гидроксокомплекс металла.
Сделайте вывод о способе получения гидроксидов d-металлов и отметьте их кислотно-основной характер.
Опыт 2. Получение аммиачных комплексов
переходных металлов
Поместите в четыре пробирки по две капли 1н растворов солей: в первую пробирку - CoCI2, во вторую - NiSO4, в третью - ZnCI2 , в четвертую - CuSO4. Добавляйте в каждую пробирку по каплям 2н раствор NH4OH – до образования осадков основных солей. Отметьте окраску исходных солей и полученных осадков, добавляйте к ним по каплям 6н раствор NH4OH до полного растворения осадков. Отметьте цвет полученных растворов комплексных соединений.
Для каждого металла отдельно напишите уравнения реакций образования основной и комплексной соли, помня, что координационные числа металлов равны: для кобальта и никеля – 6, а для цинка и меди – 4.
При составлении уравнения реакции образования каждой комплексной соли (для облегчения уравнивания) перенесите в левую часть этого уравнения формулы всех веществ, полученных в предыдущем уравнении.
Сделайте вывод о склонности солей d-металлов к образованию аммиачных комплексов.
Какие d-металлы являются комплексообразователями в гемоглобине и витамине В12?
Опыт 3. Восстановительные свойства соединений
переходных металлов
3.1. Восстановительные свойства хрома(III)
В пробирку с двумя каплями 1н раствора Cr2(SO4)3 добавляйте по каплям 2н раствор NaOH до полного растворения образовавшегося вначале осадка. Отметьте окраску раствора и добавьте к нему две капли 3%-го раствора Н
1.3. Cвойства карбонатов щелочноземельных металлов
Поместите в две пробирки по две капли 2н раствора Na2CO3 и добавьте в них по две капли 1н растворов: в первую пробирку CaCI2, во вторую - BaCI2. Отметьте образование осадков и их окраску. Добавьте в обе пробирки несколько капель 2н раствора HCI. Отметьте свои наблюдения и дайте пояснения.
Составьте уравнения реакций образования и растворения осадков. Отметьте области применения CaCI2, BaCI2 и СаСО3.
Опыт 2. Получение оксида и гидроксида магния
Сожгите над тиглем кусочек магниевой ленты, придерживая его тигельными щипцами. Добавьте к образовавшемуся белому порошку десять капель дистиллированной воды, перемешайте содержимое тигля и дайте отстояться осадку.
Слейте полученный раствор в пробирку и разделите его на две части. Добавьте к одной части раствора две капли фенолфталеина, а в другую часть опустите полоску универсальной индикаторной бумаги. Что наблюдаете?
Напишите уравнения реакций образования оксида магния и его растворения в воде. Отметьте реакцию среды раствора и значение его рН.
Отметьте кислотно-основную природу оксида и гидроксида магния. Укажите, какие соли магния обусловливают карбонатную и некарбонатную жесткость воды.
Р-металлы
Опыт 3. Получение и свойства гидроксидов р-металлов
Поместите в две пробирки по две капли 2н раствора NaOH и добавляйте по каплям в первую пробирку 1н раствор AI(NO3)3, во вторую – 1н раствор Pb(NO3)2 до образования студенистых осадков.
В третью пробирку поместите пять капель 1н раствора SnCI2 и добавляйте в нее по каплям 2н раствор NaOH до появления аналогичного осадка.
Разделите все полученные осадки на две части и проверьте их отношение к кислотам и щелочам. Для этого добавьте к осадкам AI(OH)3 и Sn(OH)2 по каплям 2н раствор H2SO4, а к осадку Pb(OH)2 – 2н раствор HNO3. К другой части полученных гидроксидов добавляйте по каплям 2н раствор NaOH до появления явных изменений в пробирках.
Составьте уравнения реакций получения гидроксидов указанных металлов и их взаимодействия с кислотами и щелочами. Учтите при этом, что реакции со щелочью дают соответствующие гидроксокомплексы. При составлении их формул помните, что координационное число алюминия равно шести, а олова и свинца – четырем.
Сделайте вывод о способе получения гидроксидов р-металлов и их кислотно-основных свойствах.
Отметьте области применения указанных металлов. используя таблицу 20 приложения, отметьте значения ПДК свинца и олова.
Опыт 4. Окислительно-восстановительные свойства
соединений p-металлов
4.1. Восстановительные свойства соединений олова(II)
Поместите в пробирку две капли 1н раствора SnCI2 и добавляйте по каплям 2н раствор NaOH до растворения образовавшегося осадка. Внесите в прозрачный раствор две капли 1н раствора Bi(NO3)3. Наблюдайте выделение осадка свободного висмута, отметьте его цвет.
Напишите уравнение окислительно-восстановительной реакции, используя таблицу 14 приложения. Подберите коэффициенты методом электронного баланса.
Используя таблицу 15 приложения, докажите, почему олово(II) в данной реакции является восстановителем, а висмут(III) - окислителем, если они оба находятся в промежуточной степени окисления.
4.2. Окислительные свойства соединений свинца(IV)
Поместите в пробирку пять-шесть капель 2н раствора HNO3, добавьте на кончике лопатки порошок PbO2 и одну каплю 0,2н раствора Mn(NO3)2. Доведите содержимое пробирки до кипения. Внесите в пробирку десять капель дистиллированной воды и дайте отстояться осадку. Отметьте окраску раствора. Что он вам напоминает?
Используя таблицу 14 приложения, составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции, подберите коэффициенты методом электронного баланса и расставьте их в уравнении. Учтите при этом, что ионы Mn 2 + в ходе реакции окисляются до ионов MnO4-, а PbO2 восстанавливается до ионов Pb 2 +.
по результатам опыта сделайте общий вывод о зависимости окислительно-восстановительных свойств соединений р-металлов от значения степени окисления элементов.
Задания для самостоятельной работы
1. Составьте электронные формулы атомов кальция, магния, алюминия. Покажите распределение их валентных электронов по квантовым ячейкам в нормальном и возбужденном состоянии.
2. Какие степени окисления проявляют s- и р-металлы в соединениях?
3. Составьте уравнения реакций взаимодействия кальция с водой и концентрированной серной кислотой.
4. Составьте уравнения реакций растворения алюминия в разбавленной серной кислоте и гидроксиде натрия.
5. Закончите уравнения возможных реакций:
а) CaO + H2O ® ; б) CaO + HCI ® ; в) CaO + NaOH ® ;
г) AI2O3 + H2O ® ; д) AI2O3 + HNO3 ® ; е) AI2O3 + NaOH ® .
6. Приведите уравнения реакций получения Са(OH)
2 и AI(OH)3.
7. Охарактеризуйте кислотно-основные свойства указанных в задании 6 гидроксидов, составив соответствующие уравнения реакций в молекулярном и ионном виде.
8. Приведите схему электролиза AI2O3.
9. Составьте уравнения реакций гидролиза CaCI2, Mg(NO3)2, AI2(SO4)3. Отметьте реакцию среды растворов этих солей.
10. Допишите формулы продуктов в указанных схемах реакций и охарактеризуйте окислительно-восстановительные свойства металлов в их восстановленной и окисленной формах:
а) Mg + AI2(SO4)3 ® ; б) AI + Pb(NO3)2 ® .
11. Используя таблицу 19 приложения, укажите, к какой категории элементов (микро- или макро-) относятся Na, К, Ca и Mg? Отметьте их биологическую роль и суточную потребность в них человека.
12. Укажите области применения AI и его сплавов. Поясните, почему в алюминиевой емкости нельзя хранить пищевые продукты повышенной кислотности и кипятить белье в щелочном растворе.
13. Какие из р-металлов используются в качестве упаковочного материала? Какие продукты можно в них хранить? Можно ли для этого целях использовать обычные газеты? Используя таблицы 18 и 20 приложения, укажите, какие токсичные элементы содержатся в типографском шрифте, отметьте значения их ПДК.
14. Укажите состав и области применения следующих веществ и материалов: жженая и гашеная известь, известковая вода, жженая магнезия и магнезит, известняк, мел и мрамор, корунд и каолин, тальк и асбест, сусальное золото, свинцовый крон и свинцовый сахар.
15. Укажите источники загрязнения воды, воздуха, почвы, пищевых продуктов токсичными и радиоактивными элементами s- и
р-семейств: Sn, Pb, Sb, 40K, 137Cs, 90Sr, 224Ra.
16. Где используются белая жесть, фольга и станиоль? Отметьте их состав и поведение в кислой и щелочной среде.
17. Укажите типы реакций, лежащие в основе предлагаемых превращений:
AI ® AI2O3 ® AI(NO3)3 ® AI2(CO3)3 ® AI(OH)3 ® Na[AI(OH)4].
К каким классам неорганических соединений относятся все исходные вещества, продукты реакций и используемые в реакциях реагенты?
Лабораторная работа 6.
Переходные металлы (d-металлы)
План занятия
1. Положение переходных металлов в периодической системе Д.И. Менделеева.
2. Электронное строение и возможные степени окисления атомов d-металлов.
3. Взаимодействие d-металлов с неметаллами, кислотами, щелочами, солями.
4. Оксиды и гидроксиды d-металлов, их получение и кислотно-основные свойства.
5. Соли d-металлов: средние, кислые, основные, двойные, комплексные, их растворимость в воде и диссоциация. Взаимодействие с металлами, кислотами, щелочами и солями.
6. Окислительно-восстановительные свойства соединений
d-металлов c разной степенью окисления элемента.
7. Распространение в природе, получение и применение
d-металлов и их соединений.
Растворы: H2O (дист.), 2н - HCI, H2SO4, HNO3, NaOH; 1н – КОН, FeCI3, ZnCI2, CoCI2, CuSO4, Cr2(SO4)3, NiSO4, K2Cr2O7, KJ; 0,2н - Mn(NO3)2; NH4OH (2н, 6н), H2O2 (3 %), Na2SO3 (30 %), KMnO4 (0,1н).
Приборы и материалы: штативы с пробирками, лопатки, стеклянные палочки, FeSO4 (крист.), NaBiO3 (крист.).
Описание опытов
Опыт 1. Кислотно-основные свойства гидроксидов d-металлов
Поместите в четыре пробирки по две капли 2н раствора NaOH и добавьте по каплям (до образования осадков) 1н растворы солей: в первую пробирку - Cr2(SO4)3 , во вторую - FeCI3, в третью - ZnCI2,
в четвертую - CuSO4.
Разделите содержимое каждой пробирки на две части и добавляйте к одной части по каплям 2н раствор HCI до растворения осадков, а к другой – 2н раствор NaOH до растворения (или разбавления) осадков.
Напишите уравнения реакций образования гидроксидов и их взаимодействия с кислотой и щелочью (если гидроксид в ней растворился). При растворении гидроксида в щелочи получается гидроксокомплекс металла.
Сделайте вывод о способе получения гидроксидов d-металлов и отметьте их кислотно-основной характер.
Опыт 2. Получение аммиачных комплексов
переходных металлов
Поместите в четыре пробирки по две капли 1н растворов солей: в первую пробирку - CoCI2, во вторую - NiSO4, в третью - ZnCI2 , в четвертую - CuSO4. Добавляйте в каждую пробирку по каплям 2н раствор NH4OH – до образования осадков основных солей. Отметьте окраску исходных солей и полученных осадков, добавляйте к ним по каплям 6н раствор NH4OH до полного растворения осадков. Отметьте цвет полученных растворов комплексных соединений.
Для каждого металла отдельно напишите уравнения реакций образования основной и комплексной соли, помня, что координационные числа металлов равны: для кобальта и никеля – 6, а для цинка и меди – 4.
При составлении уравнения реакции образования каждой комплексной соли (для облегчения уравнивания) перенесите в левую часть этого уравнения формулы всех веществ, полученных в предыдущем уравнении.
Сделайте вывод о склонности солей d-металлов к образованию аммиачных комплексов.
Какие d-металлы являются комплексообразователями в гемоглобине и витамине В12?
Опыт 3. Восстановительные свойства соединений
переходных металлов
3.1. Восстановительные свойства хрома(III)
В пробирку с двумя каплями 1н раствора Cr2(SO4)3 добавляйте по каплям 2н раствор NaOH до полного растворения образовавшегося вначале осадка. Отметьте окраску раствора и добавьте к нему две капли 3%-го раствора Н