Угольный ангидрид, угольная кислота и ее соли

Учебник § 159

Для работы нужны: 1) стойка с пробирками; 2) банка на 300-400 мл; 3) железные щипцы; 4) пробка к пробиркам с газоотводной трубкой; 5) кусок магниевой ленты; 6) раствор лакмуса; 7) лучинка; 8) аппарат Киппа, заряженный мрамором и соляной кислотой; 9) сухие соли CaCO₃, Cu₂(OH)₂CO₃, NaHCO₃; 10) растворы солей: CaCl₂, BaCl₂, ZnCl₂; 11) раствор Са(ОН)₂.

Опыт 1. Получение и свойства углекислого газа.

В лаборатории углекислый газ обычно получается действием соляной кислоты на мрамор.

CaCO₃ + 2НCl = СаCl₂ + СО₂ + Н₂О.

1. Банку на 300-400 мл наполнить углекислым газом из аппарата Киппа. (Проба: горящая лучинка, внесенная в банку, гаснет).

2. Захватить щипцами ленточку магния, зажечь ее и быстро внести в банку с углекислым газом. Магний продолжает гореть. Происходит восстановление СО₂ магнием. Уравнение реакции?

3. По окончании реакции прилить в банку немного соляной кислоты. Окись магния растворяется, а образовавшийся уголь остается в банке в виде черных крупинок.

4. Налить в пробирку немного воды, подкрасить ее синим лакмусом и пропускать через нее углекислый газ. Почему жидкость окрашивается в красный цвет?

5. Написать уравнение реакции взаимодействия СО₂ с водой.

Опыт 2. Получение нерастворимых карбонатов.

1. Прибавить к растворам солей CaCl₂, BaCl₂ и ZnSO₄ раствора Na₂CO₃. Выпадают осадки нерастворимых карбонатов.

2. Написать ионные уравнения произведенных реакций.

Опыт 3. Различие в растворимости карбонатов и бикарбонатов.

1. Пропускать через известковую воду в течение нескольких минут углекислый газ. Выпадающий вначале осадок СаСО₃ постепенно растворяется вследствие образования кислой соли, сравнительно хорошо растворимой в воде.

2. Написать уравнение реакции.

Опыт 4. Действие кислот на карбонаты и бикарбонаты.

1. Подействовать на различные соли угольной кислоты, например СаСО₃, Cu₂(OH)₂CO₃, NaHCO₃ несколькими кислотами и исследовать выделяющийся газ, направляя его по газоотводной трубке в раствор Са(ОН)₂. Эта реакция используется для открытия иона СО₃´´

Опыт 5. Гидролиз карбонатов и бикарбонатов.

1. Испытать действие растворов карбонатов и бикарбонатов на лакмус. Растворы карбонатов имеют щелочную реакцию, а растворы бикарбонатов почти нейтральную.

2. Составить ионное уравнение реакции гидролиза Na₂CO₃.

 

РАБОТА № 36

Жесткость воды

Учебник § 221

Природная вода, содержащая в растворе соли двухвалентных металлов, главным образом гидрокарбонаты и сульфаты кальция и магния, называется жесткой водой в противоположность мягкой воде, не содержащей этих солей.

Жесткость воды, обусловленная присутствием гидрокарбонатов, называется карбонатной или временной, так как при кипячении эти соли разлагаются с образованием нормальных карбонатов, выпадающих в осадок, и вода становится мягкой. Если же вода содержит сульфаты кальция и магния, то жесткость ее называется постоянной и может быть устранена только перегонкой воды или химическим путем.

Сумма временной и постоянной жесткости составляет общую жесткость воды.

В СССР жесткость воды выражается в настоящее время суммой миллиграмм-эквивалентов ионов кальция.

102-131

В комплексном ионе имеется центральный ион, называемый комплексообразователем; вокруг него расположены ионы противоположного знака или электронейтральные молекулы. Общее число ионов и нейтральных молекул, окружающих нейтральный ион, называется координационным числом комплексообразователя. Например, в железистосинеродистом калии центральный ион ­­­­­−Fe^▪▪; координационное число его 6.

Различные комплексные ионы обладают различной устойчивостью. Например, ион {Fe(CN)₆}^״״ настолько устойчив, что совершенно не подвергается диссоциации, поэтому в растворе K₄[Fe(CN)₆] нет ни ионов Fe^▪▪, ни ионов CN^▪. Другие комплексные ионы могут частично диссоциировать с образованием простых ионов. Например, комплексная аммиачносеребрянная соль[Ag(NH₃)₂]Cl, как и большинство солей, полностью распадается в растворе на ионы [Ag(NH₃)₂]^▪ и Cl^▪, но ионы [Ag(NH₃)₂]^▪ в свою очередь, хотя и в очень незначительной степени, диссоциируют с образованием ионов Ag и молекул NH₃.

[Ag(NH₃)₂]^▪ Ag^▪+2NH₃

Прочность комплексных ионов во многих случаях зависит от концентрации раствора. Высокая концентрация способствует комплексообразованию, разбавление же раствора водой часто вызывает разложение комплексных ионов.

 

РАБОТА №46

Образование комплексных солей и реакции их ионов

Для работы нужны: 1) набор пробирок; 2) растворы солей FeSO₄, K₄Fe(CN)₆, K₃[Fe(CN)₆],CuSO₄(конц.),Hg(HO₃)₂,KJ,Ag(NO)₃,NH₄Fe(SO₄)₂,

3) твердые соли: K₄[Fe(CN)₆]3H₂O; K₂[Fe(CN)₆]; 4) растворы: NaOH,NH₃ (конц.), HNO₃ (разбавл.); 5) винный спирт.

Опыт 1. Испытание раствора K₄[Fe(CN)₆] на присутствие в нем ионовдвухвалентного железа Fe^▪▪.

1.Ознакомиться с физическими свойствами комплексной соли железистосинеродистого калия K₄[Fe(CN)₆]▪3H₂O (цвет кристаллов, окраска раствора).

2. Налить в одну пробирку 1-2 мл раствора FeSO₄, в другую ­­­– такой же объем раствора K₄[Fe(CN)₆]. Прибавить в обе пробирки немного щелочи. В первой пробирке получается грязно-зеленый осадок гидрата закиси железа Fe(OH)₂:

Fe^▪▪+2OH^/ =↓ Fe(OH)₂

Почему не получается никакого осадка во второй пробирке? О чем это говорит? Имеются ли во втором растворе ионы Fe^▪▪? На какие ионы диссоциирует соль K₄[Fe(CN)₆]. Написать уравнение ее диссоциации на ионы. Указать ион-комплексообразователь и его координационное число.

3. Налить в новую пробирку несколько миллилитров раствора FeCl₃ и прибавить к нему 3-4 капли раствора железистосинеродистого калия K₄[Fe(CN)₆].

Образующееся синее вещество называется берлинской лазурью и представляет собой железную соль железистосинеродистой кислоты K₄[Fe(CN)₆]. Написать уравнение реации железистосинеродистый калий (точнее ион [Fe(CN)₆] является очень чувствительным реактивом на ионы трехвалентного железа.

 

Получение комплексных солей

Опыт 2. Получение комплексной ртутнойодистой соли K₂[HgJ₄].

1.К 2-3 мл раствора Hg(NO₃)₂ прибавлять по каплям раствор йодистого калия (KJ) до образования яркокрасного осадка йодистой ртути HgJ₂. Затем прилить избыток раствора KJ. Наблюдать растворение осадка и образование бесцветного раствора комплексной соли K₂[HgJ₄].

2. Написать уравнения произведенных реакций.

3. Убедиться в том, что полученный бесцветный раствор не содержит ионов Hg^▪▪. Для этого прибавить к нему 1-2 мл раствора щелочи. Никакого осадка не получается.

4. Проделать такой же опыт с исходным раствором Hg(NO₃)₂, прибавив к 3-4 мл раствора немного щелочи. Выпадает желтый осадок окиси ртути HgO указывающей на присутствие ионов Hg^▪▪,

Hg^▪▪+2OH^/=↓ HgO+H₂O

Опыт 3. Получение медно-аммиачной комплексной соли [Cu(NH₃)₄]SO₄.

а) К концентрированному раствору CuSO₄ прибавлять по каплям концентрированный раствор аммиака, пока образующийся вначале осадок основной соли не растворится с образованием темно-синего раствора.

Происходящая реакции может быть выражена следующим суммарным уравнением:

CuSO₄+4NH₃=[Cu(NH₃)₄]SO₄

в) Полученный раствор разделить на две части. К одной части прибавить такой же объем винного спирта. Выпадают мелкие темно-синие кристаллы комплексной соли, состав которых может быть выражен формулой

[Cu(NH₃)₄]SO₄▪H₂O

c) К другой части синего раствора прибавить несколько капель раствора щелочи. Осадка Cu(OH)₂ не образуется, следовательно, в растворе или совсем нет ионов Cu^▪▪, или их так мало, что при введении в раствор гидроксильных ионов не достигается величина произведения растворимости Cu(OH)₂.

Опыт 4. Различие между двойными и комплексными солями.

1.Налить в одну пробирку немного раствора железных квасцов NH₄Fe^+III(SO₄)₂, в другую столько же раствора железосинеродистого калия K₃[Fe^+III(CN)₆] (не смешивать с железистосинеродистым калием K₄[Fe(CN)₆].

2.Прибавить в обе пробирки по 2-3 капли роданистого аммония NH₄CNS. В первой пробирке появляется кроваво-красное окрашивание, во второй – никаких изменений не происходит.

3. На основании произведенного испытания сделать вывод, какая из взятых солей является комплексной и какая двойной солью. Записать этот вывод в лабораторном журнале, мотивировав его.

Опыт 5. Диссоциация комплексных ионов и их разрушение.

1. Налить в пробирку 1-2 мл раствора AgNO₃ и прибавить к нему несколько капель раствора KJ. Выпадает желтоватый осадок очень труднорастворимого йодистого серебра AgJ. Эта реакция характерна для ионов Ag^▪ и может быть использована для обнаружения их в растворе.
2. Получить в пробирке осадок хлористого серебра действием поваренной соли на раствор AgNO₃.
3. Прибавить в ту же пробирку раствора аммиака. Осадок растворяется вследствие образования растворимой комплексной соли [Ag(NH₃)₂]Cl, диссоциирующей в растворе на ионы [Ag(NH₃)₂]^▪ и ионы Cl^/.Написать уравнение диссоциации этой соли.
4. Полученный раствор комплексной соли разлить поровну в две пробирки.
5. В одну пробирку прибавить несколько капель раствора KJ. Образуется желтоватый осадок йодистого серебра AgJ. О присутствии каких ионов в растворе говорит его образование? Объяснить причину образования осадка.
6. К другой части раствора комплексной соли [Ag(NH₃)₂]Clприбавить немного раствора азотной кислоты. Снова выпадает осадок AgCl вследствие разрушения комплексного иона. Написать уравнение реакции.

Опыт 6. Влияние концентрации на комплексообразование.

1. К раствору хлористого кобальта CoCl₂ (розового цвета) прилить концентрированного раствора роданистого аммония NH₄CNS. Наблюдать посинение раствора вследствие образования комплексной соли (NH₄)₂[Co(CNS)₄]. Написать уравнение реакции.
2. Добавить в пробирку воды. Синяя окраска раствора переходит в розовую. Дать объяснение.
3. Получить в пробирке раствор комплексной медноаммиачной соли [Cu(NH₃)₄[SO₄ (см. опыт 3,а) и прибавить к нему несколько капель раствора щелочи. Осадок Cu(OH)₂ не образуется.

136-163

 

и Fe(OH)₃ получаются действием щелочей на растворы соответствующих солей и обладают основными свойствами.

Гидрат закиси железа Fe(OH)₂, имеющий в момент получения белый цвет, на воздухе быстро окисляется, вследствие чего принимает сперва зеленоватую, а затем бурую окраску гидрата окиси железа. Еще быстрее окисление происходит при прибавлении к реагирующей смеси окислителей.

Для работы нужны: 1) растворы соли Мора, FeSO₄▪(NH₄)2SO4▪6H₂О, FeCI₃ щелочи и перекиси водорода.

Опыт 1. Получение гидрата окиси железа Fe(OH)₃

К раствору FeCI₃ прибавить немного щелочи. Заметить вид и цвет осадка.

Опыт 2. Получение гидрата закиси железа и его окисление

1.К 2-3 мл раствора соли Мора FeSO₄▪(NH₄)2SO4▪6H₂О, содержащего ионы Fe^▪▪, прибавить немного щелочи. Наблюдать образование беловато-зеленого осадка Fe(OH)₂, быстро темнеющего на воздухе.

2. Часть осадка вместе с раствором взболтать в пробирке с воздухом, зажав отверстие пробирки пальцем. Заметить изменение окраски вследствие окисления.

3. К другой части осадка прибавить немного перекиси водорода и наблюдать быстрое окисление гидрата закиси железа.

Написать уравнение реакции.

 

РАБОТА №13