Опыт 7. Карбонаты щёлочноземельных металлов
Получить осадки карбонатов кальция, стронция и бария взаимодействием растворов соответствующих солей (3–4 капли) с раствором соды. Испытать отношение полученных карбонатов к хлороводородной кислоте. Кислоту добавлять осторожно по каплям. Написать уравнения протекающих реакций. Отметить растворимость карбонатов в кислоте.
Опыт 8. Сульфаты щёлочноземельных металлов
а) Получение сульфатов кальция, стронция и бария
В три пробирки внести по 2–3 капли растворов солей: в первую – соли кальция, во вторую –стронция, в третью–бария. В каждую пробирку добавить по 3–4 капли раствора сульфата натрия. Что наблюдается? Отметить различную скорость образования осадков сульфата бария и сульфата кальция. Чем это объясняется? Испытать действие хлороводородной кислоты на полученные сульфаты. Написать уравнения реакций образования сульфатов кальция, стронция, бария и выражение произведений растворимости сульфата и карбоната бария. Объяснить, пользуясь правилом произведения растворимости, почему карбонат бария растворяется в разбавленной хлороводородной кислоте, а его сульфат не растворяется.
б) Сравнительная растворимость сульфата и карбоната кальция
Получить сульфат кальция, добавив к 3–4 каплям раствора хлорида кальция 5–6 капель раствора сульфата натрия. Дать раствору отстояться и пипеткой перенести часть его в чистую пробирку. Убедиться в полноте осаждения, добавив еще одну каплю раствора сульфата натрия. В полученный прозрачный раствор внести несколько капель раствора соды. Что наблюдается? Записать данные опыта. Пользуясь правилом произведения растворимости и таблицей величин ПР, объяснить, почему раствор, после того как из него выпал осадок СаSO4, снова образует осадок при добавлении ионов СО32-.
Опыт 9. Оксалаты щёлочноземельных металлов
Получить осадки оксалатов кальция, стронция и бария взаимодействием растворов соответствующих солей (3–4 капли) с таким же объёмом раствора оксалата аммония. Испытать действие хлороводородной кислоты на осадки оксалатов. Написать уравнения реакций образования оксалатов щёлочноземельных металлов и их растворения в НС1.
11
Опыт 10. Хроматы щёлочноземельных металлов
В три пробирки внести раздельно по 3–4 капли растворов солей кальция, стронция и бария. В каждую из них добавить по 4–5 капель раствора хромата калия. Хроматы каких металлов выпадают в осадок? Отметить их цвет. Испытать действие уксусной кислоты на осадки хроматов. Вновь получить осадок хромата бария и испытать действие на него хлороводородной кислоты. Что наблюдается? Написать уравнения реакций получения хроматов бария, стронция и кальция и их растворения в кислоте. Объяснить, почему хромат стронция растворяется в уксусной кислоте, а хромат бария почти нерастворим в ней, но растворяется в хлороводородной кислоте. Хромат какого металла наиболее растворим?
Опыт 11. Пероксид бария
а) Окислительные свойства пероксида бария
В фарфоровый тигелёк внести 3–4 микрошпателя пероксида бария и немного (на кончике микрошпателя) порошка диоксида марганца. Смесь тщательно размешать стеклянной палочкой, поставить тигель в треугольник и нагреть до сплавления. Сплав охладить и по его цвету убедиться в образовании манганата. Написать уравнение реакции.
б) Восстановительные свойства пероксида бария
В пробирку внести 6–7 капель раствора нитрата серебра и немного порошка пероксида бария. Отметить выделение газа и появление осадка металлического серебра. Какой газ выделяется? Написать уравнение реакции.
Опыт 12. Окрашивание пламени солями щёлочноземельных металлов
Проволочку или фарфоровую палочку внести в концентрированную хлороводородную кислоту, а затем прокалить в пламени горелки. При этом проволока очищается от загрязнений. Чистая проволока не должна окрашивать пламя. Очищенную проволоку опустить в насыщенный раствор хлорида бария и снова внести в пламя горелки. Отметить цвет пламени. Опыт повторить с насыщенными растворами хлоридов стронция и кальция. Перед каждым опытом проволочку промыть концентрированной хлороводородной кислотой и прокалить. Описать наблюдаемые явления.
12
Лабораторная работа № 4. Элементы подгруппы II В
Опыт 1. Растворение цинка в кислотах и щелочах
Налить в пробирку 4–5 капель 2 н. раствора серной кислоты, добавить 1 микрошпатель цинковой пыли и слегка подогреть. То же проделать с концентрированной серной кислотой (плотность 1,84 г/см3) и по запаху определить выделение сернистого газа. Таким же образом проверить растворимость цинка в 2 н. растворе хлороводородной кислоты и в 2 н. растворе едкой щёлочи. Описать наблюдаемое. Почему разбавленая и концентрированная Н2SO4 по–разному реагирует с цинком? Какой элемент и в какой степени окисления является окислителем в том и в другом случае?
Опыт 2. Восстановительные свойства цинка
В фарфоровый тигелёк поместить немного цинковой пыли, прибавить 4 капли 0,5 н. раствора нитрата калия и 4–5 капель концентрированного раствора едкой щелочи. Осторожно нагревая (на асбестированной сетке), довести содержимое тигелька почти до кипения. Наблюдать выделение аммиака по запаху и по посинению в нем красной лакмусовой бумажки, смоченной водой. Какая соль цинка должна получиться в данных условиях? Написать уравнение реакции в молекулярном и ионном виде. Обратить внимание на высокую восстановительную способность цинка. Выписав соответствующие окислительно-восстановительные потенциалы, решить вопрос о том, будет ли цинк восстанавливать дихромат калия в кислой среде.
Опыт 3. Гидроксиды цинка и кадмия и их свойства
Налить в две пробирки по 3–4 капли раствора соли цинка, в две другие – столько же раствора соли кадмия. В каждую пробирку добавлять по каплям 2 н. раствор едкой щёлочи до появления белых студенистых осадков гидроксидов. Испытать отношение полученных гидроксидов к кислотам и щелочам. Какой вывод можно сделать о свойствах гидроксидов цинка и кадмия? Написать уравнения реакций в молекулярной и ионной форме. Объяснить различие в свойствах гидроксидов.
13
Опыт 4. Сульфиды цинка и кадмия
В две пробирки, в одной из которых содержится 3–4 капли раствора соли цинка, а в другой – столько же раствора соли кадмия, добавить по 2–3 капли насыщенного раствора сульфида аммония. Отметить цвета образовавшихся осадков и добавить в каждую пробирку по одной капле 1 н. хлороводородной кислоты. Какой из сульфидов более растворим в кислоте? Пользуясь правилом произведения растворимости, объяснить различную растворимость сульфидов цинка и кадмия в кислоте. Написать уравнения реакций.
Опыт 5. Гидролиз солей цинка и кадмия
Поместить в одну пробирку несколько кристалликов соли цинка, в другую – столько же соли кадмия и растворить их в 1–2 каплях воды. Добавить в каждую пробирку по 2–3 капли раствора лакмуса и слегка подогреть. В третью пробирку налить 2-3 капли раствора лакмуса и 1–2 капли воды и сравнить цвет содержимого этой пробирки с окраской полученных растворов. На какую реакцию среды указывает окраска лакмуса в растворах солей? Написать в молекулярной и ионной форме уравнения процессов, вызывающих изменение окраски лакмуса.
Опыт 6. Комплексные соединения цинка и кадмия
Поместить в пробирку 1 каплю раствора соли цинка и добавить 2 капли 2 н. раствора аммиака. Осадок какого вещества образовался? К полученному осадку приливать по каплям избыток раствора аммиака до растворения осадка. Тот же опыт проделать с раствором соли кадмия. Написать уравнения реакций, считая, что характерным координационным числом для обоих ионов комплексообразователей является 4. Написать уравнения диссоциации полученных комплексных соединений и комплексных ионов, а также выражения констант их нестойкости.
Опыт 7. Взаимодействие солей ртути со щёлочью
В одну пробирку внести 3 капли раствора нитрата ртути (II), в другую – 3 капли раствора нитрата ртути (I). К каждому раствору прибавить по 2 капли 2 н. раствора едкой щёлочи и наблюдать осаждение в первой пробирке оксида ртути (II) НgО. Во второй пробирке осадок представляет собой смесь продуктов диспропорционирования оксида ртути (I): оксид ртути (II) и металлическую ртуть. Отметить цвета осадков,
14
написать уравнения проделанных реакций.
Опыт 8. Получение малорастворимых солей ртути
а)Получение хлоридов ртути
В одной пробирке получить хлорид ртути (II), в другой – хлорид ртути (I), действуя 0,5 н. раствором хлорида натрия на соответствующие нитраты ртути. На основании наблюдения сделать вывод о сравнительной растворимости сулемы НgС12 и каломели НgСl2. Написать уравнения реакций.
б)Получение йодидов ртути
Получить йодид ртути (II) и йодид ртути (I), действуя 0,5 н. раствором йодида калия на соответствующие нитраты ртути в двух пробирках. Раствор йодида калия добавлять по одной капле до выпадения осадков. Отметить цвета образовавшихся осадков. Написать уравнения реакций, учитывая, что ион Нg22+ склонен к диспропорционированию с образованием Нg2+ и свободной ртути.
в) Действие сероводорода на соли ртути Опыт проводится в вытяжном шкафу! Подействовать
сероводородной водой на растворы нитрата ртути (II) и нитрата ртути (I) в двух пробирках. Отметить цвета образовавшихся осадков. Написать уравнения проделанных реакций, учитывая, что для ртути (I) сульфид совершенно неустойчив и при действии на ее соль сероводородной воды сразу образуются сульфид ртути (II) и металлическая ртуть.
Опыт 9. Комплексные соединения ртути
а) Взаимодействие нитрата ртути (II) с избытком йодида калия
Поместить в пробирку 1–2 капли нитрата ртути (II) и осадить йодид ртути, добавив в пробирку 2 капли раствора йодида калия. Прибавить избыток йодида калия (10–12 капель). Что произошло с осадком? Что можно сказать о растворимости полученного комплексного соединения НgI2 ∙ 2КI? Написать координационную формулу комплексного соединения НgI2 ∙ 2КI, учитывая, что ион Нg2+ имеет координационное число 4. К полученному раствору добавить 2 капли раствора нитрата серебра. Какова растворимость полученного комплексного соединения Ag2[HgI4]? Ответить на вопросы, назвать обе комплексные соли и написать уравнения реакций в молекулярной и ионной форме. Написать выражение константы устойчивости полученного комплексного аниона.
б) Взаимодействие нитрата ртути (II) с избытком роданида калия
К 2–3 каплям раствора нитрата ртути (II) прилить 4–5 капель насыщенного раствора роданида калия. Написать координационную
15