Методичка по кхимии


ЭЛЕКТРОСТАЛЬСКИЙ ФИЛИАЛ
ГОСУДАРСТВЕННОГО БЮДЖЕТНОГО ОБРАЗОВАТЕЛЬНОГО УЧРЕЖДЕНИЯ СРЕДНЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ ГОРОДА МОСКВЫ «МОСКОВСКИЙ КОЛЛЕДЖ УПРАВЛЕНИЯ И НОВЫХ ТЕХНОЛОГИЙ»
Методические указания для выполнения лабораторных работ по  неорганической химии
для специальностей:
Компьютерные системы и комплексы,
Компьютерные сети,
Земельно-имущественные отношения
г.о.Электросталь
2014
Работа 1. ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ
Вещества подразделяются на простые и сложные. Простые вещест- ва состоят из атомов одного химического элемента, а сложные – из ато- мов различных элементов. Сложные вещества называются химическими соединениями.
ПРОСТЫЕ ВЕЩЕСТВА подразделяются на металлы и неметаллы.
К неметаллам относятся вещества, образованные атомами двадцати двух химических элементов:водорода, благородных газов, галогенов,
кислорода, серы, селена, теллура, азота, фосфора, мышьяка, углерода,
кремния, бора. Все остальные химические элементы и их простые веще-
ства – металлы.
Металлы в химических реакциях только отдают электроны, то есть являются восстановителями, поэтому в соединениях их атомы находят-
ся только в положительных степенях окисления. Неметаллы в реакциях могут принимать и отдавать электроны, т.е. вести себя и как окислите- ли, и как восстановители, поэтому степени окисления неметаллов в со-
единениях могут быть как отрицательными, так и положительными.
СЛОЖНЫЕ ВЕЩЕСТВА (химические соединения) очень много- численны и разнообразны по составу и свойствам. Изучение веществ облегчает их классификация, так как, зная особенности класса соедине-
ний, можно охарактеризовать свойства их отдельных представителей.
Основными классами неорганических соединений являются окси-
ды, гидроксиды и соли.
Оксидами называются бинарные соединения химических элемен-
тов с кислородом, в которых степень окисления кислорода равна –2.
По химическим свойствам оксиды подразделяются на солеобра- зующие и несолеобразующие или безразличные (СО, NO, N2O). Соле- образующие оксиды, в свою очередь, подразделяются на основные (Na2O, CaO, FeO и др.), кислотные (SO2, SO3, SiO2, CO2 и т.д.) и амфо- терные (ZnO, Al2O3 Сr2O3, SnO и др.).
Гидроксидами являются соединения солеобразующих оксидов сводой. По типу и продуктам электролитической диссоциации в водных растворах и по химическим свойствам гидроксиды подразделяются наоснования (NaOH, КOH, Mg(OH)2, Ba(OH)2, Fe(OH)3 и др.), кислоты (H2SO3, H2SO4, HNO3, H3РO4, HСlO4 и др.) и амфотерные гидроксиды, или амфолиты (Be(OH)2, Zn(OH)2, Sn(OH)2, Sn(OH)4, Al(OH)3, Cr(OH)3, Mn(OH)4 и др.).
Cоли представляют собой продукты замещения атомов водорода в кислоте на металл или гидроксид-анионов в основаниях на кислотный остаток. Согласно теории электролитической диссоциации, солями на- зываются вещества, при диссоциации которых образуются катионы ме- таллов (а также NH4+- катион аммония) и анионы кислотных остатков. Солиподразделяютсянанормальные,илисредние(Na2SO4,K2S, Na2SiO3 и др.), кислые, или гидросоли (NaHCO3, KHSO4, NaHS и др.), основные, или гидроксосоли (ZnOHCl, (CuOH)2CO3, AlOH(NO3)2 и т. д.), двойные (KNaCO3, KAl(SO4)2 и др.), смешанные (СаСlOCl, или СаOСl2, Sr(HS)Cl и др.) и оксосоли (SbOCl, BiONO3, TiOCl2 и др.).
Существуют соединения, которые не относятся к основным клас-
сам веществ: гидриды, карбиды, нитриды, сульфокислоты и сульфосо- ли, комплексные соединения и др. Они изучаются на занятиях по химии элементов и их соединений.
Опыт 1. Получение и свойства водорода
Водород входит в состав кислот, оснований, кислых и основных солей и наиболее распространенного на Земле вещества – воды. Он при- меняется как восстановитель при получении металлов и во многих ор- ганических синтезах. В недалеком будущем водород будет использо- ваться как горючее вместо бензина, керосина, мазута, газа и угля, так как при его горении не образуется вредных примесей. Водород в про- мышленности получают конверсией метана, электролизом воды, а в ла- бораториях – из кислот при их взаимодействии с металлами.
В пробирку поместить 2–3 гранулы цинка и прилить соляной ки- слоты до 1/3 объема пробирки. Выделяющийся водород в течение 3–4 мин собирать в перевернутую вверх дном более широкую пробирку. Не переворачивая пробирку, поднести к ней горящую спичку. Водород за- горается с легким звуком «па».
В отчете написать уравнение реакции цинка с соляной кислотой, указать окислитель и восстановитель, составить электронные схемы окисления и восстановления. Объяснить, почему выделяющийся водо- род необходимо собирать, держа пробирку отверстием вниз. Указать, какие металлы, кроме цинка, можно использовать для получения водо- рода из соляной кислоты.
Опыт 2. Получение и свойства кислорода
Кислород – самый распространенный на Земле химический эле- мент: около половины (47 % по массе) вещества земной коры приходит- ся на кислород. Без кислорода невозможна жизнь, так как он поддержи- вает дыхание человека и животных. С его помощью сжигают топливо, получая тепло и электроэнергию. Кислород содержится в воздухе и в химических соединениях – воде, оксидах, гидроксидах, солях, органи- ческих веществах. Для промышленных целей кислород получают рек- тификацией жидкого воздуха, а в лабораториях – из веществ, которые при нагревании разлагаются с его выделением (KMnO4, KClO3, BaO2).
В сухую пробирку поместить два микрошпателя хлората калия
KClO3 (бертолетова соль), опустить в неё тлеющую лучинку. Пробирку нагреть на спиртовке. Через некоторое время от начала нагревания тлеющая лучинка вспыхивает. Повторить опыт со смесью бертолетовой соли и оксида марганца (IV), смешанных в соотношении приблизитель- но 4:1 по объему порошков.
В отчете записать уравнение разложения KClO3 и объяснить, поче- му вспыхивает тлеющая лучинка. Объяснить, почему во втором опыте время от начала нагревания пробирки до вспыхивания лучинки меньше, чем в первом. Какую роль во втором опыте играет оксид марганца (IV)?
Опыт 3. Получение и исследование свойств малорастворимых оснований
Большинство металлов, кроме щелочных и щелочно-земельных, образуют малорастворимые в воде основания. Они применяются как сорбенты, катализаторы, красители и как исходные вещества при полу- чении солей, оксидов и других соединений.
Из имеющихся реактивов получить малорастворимые основания: гидроксид меди (II), гидроксид никеля (II) и гидроксид железа (III). На- писать уравнения реакций, указать цвет осадков.
Пробирку с гидроксидом меди (II) подогреть на спиртовке до изме-
нения цвета осадка (потемнения). Написать уравнение реакции разло-
жения Cu(OH)2 при нагревании.
Из остальных трех пробирок осторожно слить жидкость и к остав-
шимся осадкам добавлять по каплям соляную кислоту, наблюдать ис-
чезновение осадков. Написать уравнения протекающих реакций.
.
Работа 2 . ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
Многие химические реакции при одной и той же температуре в за- висимости от соотношения реагентов могут самопроизвольно протекать как в прямом, так и в обратном направлении. Такие реакции называются обратимыми. В обратимых реакциях существует общий предел и пря- мой и обратной реакции, который называется состоянием химического равновесия.
В химической кинетике состоянием химического равновесия назы-
вается такое состояние, при котором скорость прямой реакции стано- вится равной скорости обратной. В состоянии равновесия сколько мо- лекул (или других частиц) продукта реакции в единицу времени образу- ется, столько их и разлагается, т.е. химическое равновесие является ди- намическим, или подвижным. Таким образом, в состоянии химического равновесия концентрации всех веществ (реагентов и продуктов) явля- ются постоянными и не изменяются до тех пор, пока не изменятся внешние условия проведения реакции.
Концентрации реагентов (исходных веществ) и продуктов в со-
стоянии химического равновесия называются равновесными.
Признаки химического равновесия следующие: 1) cостояние сис- темы не зависит от того, с какой стороны она подходит к равновесию – со стороны исходных веществ или со стороны продуктов реакции;
2) состояние системы остается неизменным при отсутствии внешних воздействий; 3) оно изменяется при изменении внешних условий, сколь бы малы они ни были.
При изменении условий, в которых находится система (температу-ры, давления, концентрации), химическое равновесие нарушается. Через некоторое время в системе устанавливается новое химическое равнове-
сие, соответствующее новым условиям. Переход из одного равновесно-
го состояния в другое называется сдвигом или смещением равновесия.Направление смещения равновесия в результате изменения внеш- них условий определяется принципом Ле Шателье: если находящаяся в равновесии система подвергается внешнему воздействию, равновесие смещается в том направлении, которое способствует ослаблению этого воздействия.
Давление. Давление влияет на равновесие обратимых реакций с участием газообразных веществ. При повышении давления равновесие
смещается в направлении образования веществ с меньшим объемом; при понижении давления равновесие смещается в направлении образо- вания веществ с большим объемом. Например, в реакции синтеза ам-
миакаN2 + 3H2 ' 2NH3
объем продукта в два раза меньше объема реагентов. Поэтому равнове- сие этого обратимого процесса при увеличении давления смещается в сторону образования NH3, а при уменьшении давления – в сторону его разложения.
Температура. При повышении температуры химическое равнове- сие смещается в направлении эндотермической реакции, а при пониже- нии температуры – в направлении экзотермической реакции. Например, та же реакция синтеза аммиака является экзотермической. Поэтому при повышении температуры её равновесие смещается в левую сторону (ам- миак разлагается), а при понижении – направо (аммиак образуется).
Концентрация. При повышении концентрации одного из исходных веществ равновесие смещается в направлении образования продуктов
реакции; при повышении концентрации одного из продуктов реакции равновесие смещается в направлении образования реагентов.
В качестве примера рассмотрим контактный метод получения сер-
ной кислоты:
2SO2 + O2 ' 2SO3SO3 + H2O = H2SO4,
в котором желательно возможно более полное превращение оксида се- ры (IV) в оксид серы SO3 (VI) в первой (обратимой) реакции. Для уве- личения выхода SO3 можно увеличить концентрацию SO2 в исходной реакционной смеси. Однако это нерентабельно и экологически вредно, так как избыток SO2 будет выбрасываться в атмосферу. Поэтому реак- цию проводят при избытке воздуха, обогащенного кислородом. В ре- зультате достигается смещение равновесия вправо, то есть более полное превращение SO2 в SO3.
В ионообменных реакциях между растворенными веществами рав-
новесие смещается в сторону образования осадков, газов или слабых электролитов. Если такие вещества находятся в обеих частях уравнения
реакции, то вопрос о смещении равновесия решается расчетом констан-
ты равновесия.
Опыт 1. Смещение равновесия в растворе аммиака
В две пробирки налить по одной трети дистиллированной воды, по5 капель фенолфталеина и по 2–3 капли раствора аммиака. Отметить цвет растворов. Одну пробирку оставить для сравнения, а в другую до-
бавить 3–4 микрошпателя хлорида аммония и размешать раствор. Как и почему изменилась интенсивность окраски? Написать схему равновесия в водном растворе аммиака и объяснить его смещение при добавлении
2 −
кристаллического хлорида аммония.
Опыт 2. ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРА
ЗАДАННОЙ КОНЦЕНТРАЦИИ
В химической практике, а также в быту часто возникает необходи- мость в приготовлении растворов различной концентрации. Способов приготовления растворов много, но каждый из них обладает своими преимуществами и недостатками.
Например, приготовление раствора по «правилу креста» не требует сложных расчетов, но довольно велика относительная погрешность приготовления (до 10 %).
Раствор можно приготовить с помощью фиксанала. Фиксанал – это
герметично запаянная стеклянная ампула с точно взятой навеской сухо- го вещества или точным объемом кислоты. В этом случае достигается самая высокая точность концентрации приготовления, но из-за высокой стоимости фиксаналов растворы на их основе готовят в редких случаях
– для проведения особо точных анализов.
Наиболее оптимальным является способ, когда более концентриро- ванный раствор разбавляют водой до заданной концентрации. Это про- стой способ, позволяющий готовить растворы с довольно высокой точ- ностью.
Для приготовления раствора необходимо знание различных спосо- бов выражения концентрации и умение переходить от одного способа к другому.
Наиболее распространены пять способов выражения концентрации растворов: 1) массовая доля растворенного вещества – масса растворен- ного вещества, содержащаяся в 100 массовых частях раствора; 2) мо- лярная концентрация – количество вещества в одном литре раствора;
3) молярная концентрация эквивалента (эквивалентная концентрация) –
количество эквивалентных масс вещества в одном литре раствора;
4) моляльность – количество вещества в одном килограмме растворите-
ля; 5) титр – масса растворенного вещества в одном мл (см3) раствора

Целью работы является приготовление трех растворов заданной концентрации путем растворения тердого вещества в воде, разбавления раствора и добавления твердого вещества к имеющемуся раствору.
Необходимо приготовить раствор заданной концентрации.
Варианты заданий
Номер варианта Растворенное вещество Масса раствора №1, г Массовая доля растворенного вещества,%
В растворе №1 В растворе №2 В растворе №3
1 Хлорид натрия 50 10 6 8
2 Хлорид натрия 30 20 8 12
3 Сахар 70 5 4 6
4 Сахар 80 8 6 10
Приготовление раствора № 1. Рассчитайте массу твердого вещества и воды. Отвесьте вещество и перенесите его в мерную колбу. Рассчитейте объем воды, отмерьте его мерным цилиндром, притлейте к вешеству и перемешайте.
Приготовление раствора № 2. Рассчитайте массу воды, которую необходимо добавить к раствору № 1, чтобы получить данный раствор. Переведите вычисленную массу в объем и добавьте к исходному раствору.
Приготовление раствора № 3.Рассчитайте массу твердого вещества, которое следует добавить к раствору № 2, чтобы получить раствор № 3 большей концентрации. Взвесить, добавить, растворить.
Сколько граммов растворов № 2 и № 3 получено?
.
Работа 3 . ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
При растворении солей в воде, наряду с процессами электролити- ческой диссоциации с образованием гидратированных ионов, протекают реакции взаимодействия ионов соли с водой их гидратных оболочек. Этот процесс называется гидролизом солей. В результате гидролиза смещается равновесие электролитической диссоциации воды, приводя- щее к изменению рH среды, которое можно определить с помощью ин- дикаторов.
Гидролиз является результатом поляризационного взаимодействия ионов с их гидратной оболочкой. Чем сильнее поляризующее действие
ионов и больше их поляризуемость, тем в большей степени протекает гидролиз. Сильное поляризующее действие оказывают небольшие по
размеру многозарядные ионы; обычно это катионы слабых оснований. Сильно поляризуются большие по размерам анионы – кислотные остат- ки слабых кислот.
Различают несколько типов гидролиза солей.
1. Соли, образованные сильными основаниями (щелочами) и силь-
ными кислотами, не подвергаются гидролизу. Растворы таких солей
(NaCl, 2. Соли, образованные сильными основаниями (щелочами) и слабыми кислотами,гидролизуются по аниону, так как анион образует с ионами водорода слабую кислоту. Cреда раствора в этом случае щелочная (рН > 7):
КСN + H2O= HCN + KOH – молекулярное уравнение гидролиза
OH
CN- + HOH = HCN +-– ионное уравнение гидролиза по аниону
Соли этого типа, образованные многоосновными кислотами, гид-
ролизуются ступенчато, например:
1-я ступень:К2СО3 + НОН= КНСО3 + КОН
3
3
СО 2 −
+ НОН = НСО -
+ ОН-
2-я ступень:КНСО3 + Н2О = Н2СО3 + КОН
3
23ОН
НСО -
+ НОН = Н СО +-,
причем гидролиз идет в основном по первой ступени.
3. Соли, образованные слабыми основаниями и сильными кислота- ми, гидролизуются по катиону, так как катион образует с гидроксид- ионами слабое основание. Cреда раствора в этом случае кислая (рН < 7).
NH4Cl + H2O = NH4OH + HCl – молекулярное уравнение гидролиза
4
4
NH ++ HOH = NH OH + H+– ионное уравнение гидролиза по катиону
Соли этого типа, образованные многокислотными основаниями,
гидролизуются ступенчато, например: =
1-я ступень:ZnCl2 + H2O= Zn(OH)Cl + HClZn2+ + HOH= Zn(OH)+ + H+
2-я ступень:Zn(OH)Cl + H2O= Zn(OH)2 + HCl Zn(OH)+ + HOH= Zn(OH)+ H+
причем гидролиз идет в основном по первой ступени.
4. Соли, образованные слабыми основаниями и слабыми кислота-
ми, гидролизуются и по катиону и по аниону, например:
NH4CN + H2O ' NH4OH + HCN
При этом рН среды зависит от силы образующихся слабых кислот и ос-
нований (обычно рН равен 6–8). Такие соли гидролизуются в большей
степени, чем рассмотренные в п. п. 2 и 3. Гидролиз таких солей проис- ходит практически необратимо, если выделяется газ или осадок либо если то и другое образуется одновременно, например:
Al2S3 + 3H2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑
Целью работы является проведение гидролиза некоторых солей, изучение влияния состава солей и внешних условий на полноту их гид- ролиза.
Опыт 1. Определение среды растворов различных солей
На полоску универсальной индикаторной бумаги нанести по одной капле растворов КСl, Al2(SO4)3, Pb(NO3)2, Na2CO3. В каком случае про- текает гидролиз? Определить рН растворов, результаты опыта оформить в виде таблицы:
№ Формула
соли Цвет ин-
дикаторарНСреда Уравнение гидролиза в молекуляр-
ном и ионном виде1 KCl2 Al(SO4)3 3 Pb(NO3)2 4 Na2CO3 Работа 4. КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ
Одно из важнейших применений химии – анализ веществ. Химиче- ский анализ подразделяется на качественный и количественный. Каче- ственным анализом производится идентификация вещества и устанав- ливается наличие в нём тех или иных примесей. Количественным ана- лизом устанавливается содержание основного вещества и примесей. Ка- чественный анализ отвечает на вопрос «что?» (присутствует в вещест- ве), а количественный – на вопрос «сколько?».
Качественный анализ неорганической веществ основан на обнару- жении в растворах этих веществ катионов и анионов с помощью харак- терных качественных реакций. Характерной называют реакцию, сопро- вождающуюся изменением окраски, выпадением осадка, растворением осадка или выделением газа. Характерная качественная реакция являет- ся селективной, т.е. с ее помощью данный элемент обнаруживается вприсутствии многих других элементов. Важной характеристикой каче- ственной реакции является ее чувствительность. Чувствительность выражается наименьшей концентрацией раствора, при которой данный элемент еще может быть уверенно обнаружен без предварительной об- работки раствора с целью увеличения его концентрации.
Экспериментальная часть
Целью работы является проведение характерных реакций на ка- тионы и анионы и ознакомление с внешними проявлениями качествен- ных реакций.
Опыт 1. Качественные реакции на катионы серебра
Для обнаружения катионов Ag+ используются его реакции с хрома-
том калия, щелочами и галогенидами щелочных металлов.
1. Хромат калия образует с ионами Ag+ кирпично-красный осадок хромата серебра Ag2CrO4:
2AgNO3 + K2CrO4 = Ag2CrO4↓ + 2KNO3,
2. Щёлочи (NaOH или КОН) образуют с ионами Ag+ осадок AgOH,
разлагающийся с образованием оксида серебра (I) бурого цвета:
2AgNO3 + 2NaOH = Ag2O↓ + 2NaNO3 + H2O
3. Хлоид-ионы образубт с катионами серебра белый творожистый осадок:
AgNO3 + NaCl = AgCl↓ + NaNO3
Провести все указанные реакции, написать их уравнения и указать признаки, по которым обнаруживаются катионы серебра. Сделать вывод
о том, какая из реакций является наиболее чувствительной.
Опыт 5. Качественные реакции на катионы железа
Для обнаружения этих катионов используется несколько высокочувствительных реакций.
а) Обнаружение ионов Fe2+
1. Щёлочи NaOH и КОН, а также гидроксид аммония NH4OH обра- зуют с ионами Fe2+ зеленый осадок гидроксида железа (II). Осадок рас- творим только в кислотах, так как Fe(OH)2 обладает преимущественно основными свойствами. При перемешивании стеклянной палочкой зе-
леный осадок становится бурым вследствие окисления кислородом воз-
духа до Fe(OH)3.
Ход опыта. Несколько микрокристалликов сульфата железа (II)
или соли Мора (NH4)2Fe(SO4)2·6H2O растворить в 20 каплях воды и раз- делить раствор на две примерно равные части, отлив половину во вто- рую пробирку для проведения следующего опыта. В первую пробирку добавить 2–3 капли раствора щелочи или гидроксида аммония. Образу- ется нерастворимый гидроксид железа (II) светло-зеленого цвета. Пере- мешать раствор стеклянной палочкой. Что происходит с осадком?
В отчете написать уравнения реакций образования гидроксида же-
леза (II) и его окисления кислородом при участии воды.
2. Гексацианоферрат (III) калия образует с ионом Fe2+ синий осадок комплексного соединения – «турнбулевой сини»:
FeSO4 + K3[Fe(CN)6] = KFe[Fe(CN)6]↓ + K2SO4
б) Обнаружение ионов Fe3+
Роданид аммония NH4SCN или калия KSCN образует с ионами Fe3+ роданид железа Fe(SCN)3, окрашивающий раствор в кроваво- красный цвет:
3
Fe3+ + 3SCN– = Fe(SCN)
Эта реакция наиболее чувствительная на ионы Fe3+, однако, она не всегда надежна, так как ряд веществ, образующих комплексы с ионом Fe3+, мешают появлению окраски. К таким веществам относятся фтори- ды, фосфорная кислота, соли щавелевой кислоты.
Провести опыт, добавляя в разбавленный раствор хлорида железа (III) роданид аммония; убедиться в появлении кроваво-красной окраски раствора. Написать уравнение реакции в молекулярном виде.
Опыт 7. Качественные реакции на катионы меди
1. Щелочи NaOH и КОН образуют с ионами Cu2+ голубой осадок
Cu(OH)2, чернеющий при нагревании вследствие превращения в оксид:Cu2+ + 2OH- = Cu(OH)2↓Cu(OH)2 = CuO + H2O
2. Металлический алюминий, цинк и железо восстанавливают ионы
Cu2+ до металла, выпадающего в осадок в виде красной губчатой массы:
Cu2+ + Zn = Cu↓ + Zn2+
Опыт 9. Качественная реакция на сульфат-анионы4
Самая известная качественная реакция на ионы SO 2−

– это образо-
вание сульфата бария, который нерастворим не только в воде, но и в ки-
слотах (этим BaSO4 отличается от солей бария с другими анионами).
Провести реакцию между Na2SO4 и BaCl2 и убедиться в том, что
белый осадок BaSO4 не растворяется в серной, соляной и азотной ки-
слотах. Написать уравнение качественной реакции в молекулярном и
ионном виде.
Опыт 10. Качественная реакция на карбонат-ионы23
Хлорид бария BaCl осаждает ионы СО 2−

в виде белого осадка Ва-
СО3, который растворяется в соляной, азотной и уксусной кислотах с выделением углекислого газа. При действии на ВаСО3 серной кислоты он превращается в менее растворимый сульфат бария также с выделе- нием СО2.
При выполнении реакции к раствору Na2CО3 добавлять раствор BaCl2, наблюдая образование осадка ВаСО3. После отстаивания слить с осадка жидкость и подействовать на осадок соляной или азотной кисло-
той, наблюдая выделение СО2. Уравнения реакций привести в молеку-
лярном и ионном виде.
Опыт 11. Качественные реакции на сульфид-ионы1. Кислоты взаимодействуют с сульфидами с образованием серово-
дорода:
Na2S + H2SO4 = Na2SO4 + H2S↑; FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S↑
Выделение сероводорода обнаруживается по запаху тухлых яиц, а также по почернению фильтровальной бумаги, смоченной раствором соли свинца (II):
H2S + Pb(NO3)2 = 2HNO3 + PbS↓(черный)
2. Нитрат серебра образует с ионами S2- черный осадок Ag2S. Оса- док не растворяется в растворе аммиака, но растворяется при нагрева- нии в разбавленной азотной кислоте:
2AgNO3 + Na2S = Ag2S↓ + 2NaNO3
Опыт 12. Качественные реакции на галогенид-ионыИоны Cl–, Br– и I– обнаруживаются с помощью нитрата серебра, концентрированной серной кислоты, действием окислителей и других качественных реакций.
1. Нитрат серебра образует с галогенид-ионами белый творожи-
стый осадок AgCl, желтоватый осадок AgBr и желтый осадок AgI.
Осадок AgCl не растворяется в кислотах, но легко растворяется при действии веществ, способных связывать ион Ag+ в комплексы, напри- мер: NH4OH, Na2S2O3, KCN. В случае NH4OH реакция идет по уравне- нию:
AgCl + 2NH4OH = [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O
Осадок AgBr также нерастворим в кислотах, а в аммиаке он рас- творяется частично, так как его произведение растворимости (7,7·10–13) меньше произведения растворимости AgCl (1,6·10–10).
Осадок AgI с еще меньшим значением произведения растворимо- сти (1,5·10–16) не растворяется в HNO3 и NH4OH, но растворяется в тио- сульфате натрия:
AgI + 2Na2S2O3 = Na3[Ag(S2O3)2] + NaI2. Концентрированная серная кислота при действии на сухие хло-
риды выделяет из них газообразный хлороводород:
NaCl + H2SO4 = NaHSO4 + HCl↑,
При действии концентрированной H2SO4 на твердые бромиды вы- деляется газообразный бромоводород, который частично окисляется серной кислотой до свободного брома, что заметно по буроватой окра- ске выделяющихся паров.
NaBr + H2SO4 = NaHSO4 + HBr↑СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ
3. Васильев А. А., Стась Н. Ф., Юрмазова Т. А. Лабораторный прак-
тикум по общей и неорганической химии. – Томск: изд. ТПУ, 1997. – 64 с.
4. Дорофеев А. И., Федотова М. И. Практикум по неорганической химии. – Л.: Химия, 1990. – 240 с.
9. Краузер Б., Фримантл М. Лабораторный практикум: Учебное по-
собие / Пер с анг. – М.: Химия, 1995. – 320 с.
10. Коровин Н. В., Мингулина Э. И., Рыжова Н. Г. Лабораторные работы по химии: Учебное пособие для вузов. – М.: ВШ, 2001. – 256 с.

Приложенные файлы


Добавить комментарий