Неорганическая химия. Методические указания к лабораторным работам

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ Восточно-Сибирский государственный технологический университет

Методические указания к лабораторной работе по химии s-элементов для студентов технологических специальностей

Неорганическая химия Методические указания к лабораторной работе по химии s-элементов

Составитель: Сергеева Ц.Б. Составитель: Сергеева Ц.Б.

Улан-Удэ 2003

Данная работа является руководством к выполнению лабораторной работы по химии s-элементов и содержит краткие теоретические сведения, описание 16 опытов, а также вопросы по данной теме.

15

добавлении к жесткой воде: а) Na2CO3; б) NaOH; в) Са(ОН)2? Рассмотреть случаи постоянной и временной жесткости. 7. При помощи каких реакций можно осуществить следующие превращения: а) NaСl → NaOH → Na2CO3 → NaNO3 → NaNO2 б) NaСl → Na → Na2O2 → Na2O → Na2SO4 8. При помощи каких реакций можно осуществить следующие превращения: а) Mg → MgO → MgCO3 → Mg(HCO3)2 → Mg(OH)2 б) Be → Be(NO3)2 → Be(OH)2 → K2[Be(OH)4] 9. Какой объем займет водород (н.у.) полученный из пакета, содержащего гидрид лития массой 40 кг? 10.Какой массы потребуется карбонат натрия для нейтрализации раствора серной кислоты объемом 100 мл, если молярная концентрация эквивалена (нормальность) серной кислоты равна 2 моль/л. Ответ: 10,6 г 11. Найдите массу мрамора, которым следует зарядить аппарат Киппа для того, чтобы получить СО2 объемом 56 л (н.у.). Ответ: 250 г 12. Чему равна концентрация ионов Ва2+ над осадком ВаSO4, если концентрация сульфат-ионов в этом растворе составляет 10-2 моль/л? Был ли использован избыток серной кислоты для получения данного осадка? Ответ:1,1.10-8моль/л

Краткие теоретические сведения: химия s-элементов К s-элементам, характеризующимся структурой внешнего слоя ns1 и ns2, относятся элементы первых двух групп главных подгрупп периодической системы Д.И.Менделеева. Кроме водорода и гелия, это типичные металлы, проявляющие в соединениях степени окисления +1 (IA-группа) и +2 (IIАгруппа). Гелий – инертный газ, неметалл, с достроенной sоболочкой. Водород занимает особое положение, поэтому его обычно рассматривают отдельно. Уникальные свойства водороду придает его единственный электрон, который водород может терять, превращаясь в «голый» протон, а может и приобретать еще один электрон достраивая s-оболочку до устойчивой электронной конфигурации инертного газа гелия. Таким образом, для водорода характерны степени окисления +1 ⎛⎜

+1

−2

+1

−1

⎞ и –1 ⎛ +1 −1 +2 −1 ⎜ Na H , Ca H 2 ⎝

⎟ ⎜ H 2 О , H 2 O2 ⎟ ⎠ ⎝

⎞ . Степень окисления ⎟ ⎠

–1 роднит его с элементами VIIА-группы. Водород и гелий – газообразны, остальные s-элементы – твердые вещества. Li, Na, K, Rb, Cs, Fr объединены под названием щелочные металлы, т.к. их оксиды Ме2O имеют сильноосновной характер, и образуемые ими гидроксиды (MеOH) являются сильными электролитами – щелочами. К щелочам с формулой Ме(ОН)2 относятся и гидроксиды кальция, стронция, бария и радия, называемых

14

3

щелочноземельными металлами. Ве(ОН)2 и Mg(OH)2 к щелочам не относятся. Все металлы IA и IIA-группы химически активны, причем, следуя общему правилу, их восстановительная способность возрастает сверху вниз по группе, т.е. от Li к Cs и от Ве к Ва. Благодаря легкой отдаче наружных электронов щелочные и щелочноземельные металлы образуют соединения с преимущественно ионной связью. Из-за высокой активности щелочных и щелочноземельных металлов (окисляются на воздухе) их хранят в керосине в плотно закрытых банках. Как уже говорилось, на воздухе щелочные металлы быстро окисляются, образуя в зависимости от их активности оксиды, пероксиды, надпероксиды или озониды. При этом Li, Na и K загораются на воздухе только при нагревании, а Rb и Cs самовоспламеняются без нагревания. При этом литий образует оксид Li2O, натрий – пероксид состава Na2O2, а калий, рубидий и цезий – надпероксиды состава МeО2. Также и щелочноземельные металлы, взаимодействуя с кислородом, образуют оксид СаО и пероксиды SrO2, BaO2, которые реагируют с водой подобно аналогичным соединениям щелочных металлов. Щелочные и щелочноземельные металлы с водой реагируют бурно с выделением Н2 и образованием щелочи. Бериллий и магний защищены от действия воды оксидными пленками, но в горячей воде магний начинает растворяться:

капли раствора едкого натра. Отметить выпадение того же осадка. Написать уравнения реакций. Опыт 8. Изучение свойств пероксида бария. а) Окислительные свойства пероксида бария. В фарфоровый тигелек 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. Написать уравнение реакции. Вопросы

Mg(OH)2 – гидроксид магния плохо растворим в воде (его растворимость 0,02 г в 1 л Н2О). Гидроксид бериллия Ве(ОН)2 тоже плохо растворим в воде и имеет амфотерный характер, растворяясь в щелочах с образованием комплексных бериллатионов:

1. Чем объясняется отсутствие гидролиза по катиону в водных растворах солей щелочных металлов? Какую среду имеют растворы NaHCO3 и почему значение рН для них имеет меньшее значение, чем для растворов Na2CO3 той же концентрации? 2. Почему растворы NaHCO3 и NaHSO3 при одинаковых условиях и одной и той же молярной концентрации имеют разные значения рН? 3. Наличие каких солей кальция и магния обусловливает временную и постоянную жесткость природной воды? 4. Существует ли различие в отношении к гидролизу для катионов Ве2+ и Ва2+ в водных растворах их солей? 5. Привести уравнения реакций, свидетельствующих об амфотерности гидроксида бериллия. 6. Какие химические реакции происходят при

4

13

Mg + 2H2O = Mg(OH)2 + H2↑

бария. Опыт 4. Получение карбонатов щелочноземельных металлов. В пробирку налить 2-3 капли раствора соли магния и добавить 1-2 капли концентрированного раствора Na2CO3. Наблюдать осаждение малорастворимого основного карбоната магния. Опыт повторить с растворами солей Ca2+, Sr2+ и Ba2+. Написать уравнения реакций. Опыт 5. Получение сульфатов. В три пробирки налить по 2-3 капли растворов, содержащих ионы Ca2+, Sr2+ и Ba2+ и добавить по 1-2 капли раствора Na2SO4 или 1M Н2SO4. Наблюдать осаждение малорастворимых сульфатов. Написать уравнения реакций. Следует иметь в виду, что для осаждения СaSO4 требуется достаточно продолжительное время. Опыт 6. Получение хроматов. К растворам солей Ca2+, Sr2+ и Ba2+ добавить раствор хромата калия. Наблюдать осаждение малорастворимых хроматов. Написать уравнения реакций. Следует иметь в виду, что для осаждения СаСrO4 и SrCrO4 требуется достаточно продолжительное время. Опыт 7. Получение карбоната и гидрокарбоната кальция. а) Наполнить пробирку на 1/2 ее объема известковой водой и пропускать в нее диоксид углерода. Отметить появление осадка карбоната кальция. Продолжать пропускать СО2 до растворения осадка, которое происходит вследствие образования растворимого гидрокарбоната. Раствор сохранить для опыта б. Написать уравнения реакций. б) Устранение карбонатной «временной» жесткости воды. Разделить полученный в опыте 7а раствор на две части. Одну пробирку, осторожно нагревая, кипятить до образования осадка карбоната кальция. Во вторую пробирку добавить 1-2

12

Be(OH)2↓ + 2OH- = [Be(OH)4]2-

(1)

Поэтому и металлический бериллий растворяется не только в кислотах (кроме азотной, в которой он пассивируется), но и в водных растворах щелочей с выделением Н2: Ве + Н2О + 2ОН- = [Ве(ОН)4]2- + Н2↑ (2) В отличие от реакции (1) реакция (2) окислительновосстановительная, в которой окислителем является вода, а образование бериллатных комплексов способствует окислению бериллия. Образование устойчивых комплексов с участием катионов металла облегчает окисление металла, поэтому, в частности, нормальный электродный потенциал лития является наименьшим по сравнению со значениями ϕo других щелочных металлов. Это не противоречит увеличению химической активности металлов от лития к цезию и объясняется тем, что в водной среде ионы лития образуют аквакомплексы, более устойчивые по сравнению с аквакомплексами катионов других щелочных металлов. Гидратация ионов Li+ Li++4Н2О ⇔ [Li(H 2 O )4 ]

+

сдвигает равновесие между Li и Li+

Li − e ⇔ Li + в сторону процесса окисления, что, естественно, приводит к уменьшению его ϕo. Многие соли, катионами которых являются ионы

5

металлов IA-группы, хорошо растворимы в воде. Из нерастворимых (точнее, плохо растворимых) укажем LiF, Li2CO3, Li3PO4. Ряд солей кристаллизуется из раствора в форме кристаллогидратов: Na2SO4 . 10H2O, Na2CO3 . 10H2O, Na2B4O7 . 10H2O. Из солей щелочноземельных металлов хорошо растворимы в воде нитраты и хлориды, а для бериллия и магния – еще и сульфаты. Для солей щелочноземельных металлов характерно образование кристаллогидратов: BeSO4 . 4H2O, Mg(NO3)2 . 6H2O, CaCl2 . 6H2O, Sr(NO3)2 . 4H2O и т.д. Склонностью к образованию кристаллогидратов объясняется гигроскопичность соединений. В частности, из-за высокой гигроскопичности СаCl2 применяется в качестве обезвоживающего средства. Способность к комплексообразованию с неорганическими лигандами у щелочных и щелочноземельных металлов выражена слабо. Имеющиеся немногочисленные комплексные ионы являются в основном катионными, например [Sr(H2O)6]Cl2, [Ca(NH3)8]Cl2. Образование анионных комплексов нехарактерно в силу слабого поляризующего действия катионов s-металлов. Ве2+ выпадает из этой закономерности в силу своей амфотерности: он образует и катионные, и анионные комплексы. Катионы щелочных металлов менее способны к комплексообразованию, чем катионы щелочноземельных. Даже аквакомплексы для катионов щелочных металлов, кроме Li+, малоустойчивы. Относительно устойчивые кристаллогидраты типа Na2SO4 . 10H2O, Na2CO3 . 10H2O являются соединениями включения. По подгруппам сверху вниз (IA и IIA группы) способность к комплексообразованию падает. Аналогичные выводы можно сделать, анализируя подверженность гидролизу солей щелочных и щелочноземельных металлов. Гидролиз по катиону в водных растворах солей щелочных металлов отсутствует, т.к. катионы

калия. Охладить пробирку снаружи водопроводной водой и осторожно потирать изнутри стенки пробирки стеклянной палочкой до появления белого мелкокристаллического осадка гексагидроксостибата (V) натрия Na[Sb(OH)6]. Написать уравнение реакции. б) К раствору соли калия, подкисленному уксусной кислотой, прибавить равный объем раствора гексанитритокобальтата (III) натрия Na3[Со(NO2)6]. Наблюдать образование желтого осадка гексанитрито-(III) кобальтата калия – натрия К2Na[Co(NO2)6]. Написать уравнение реакции.

6

11

Часть II. Изучение свойств щелочноземельных металлов и магния и их соединений Опыт 1. Взаимодействие кальция и магния с водой. В химический стакан с водой добавить несколько капель раствора фенолфталеина и пинцетом внести кусочек кальция. Аналогично провести опыт с магнием. Наблюдать за протеканием реакции. Повторить опыт с магнием, используя кипящую воду, а также добавив в холодную воду немного хлорида аммония. Сопоставить активность металлов по отношению к воде. Опыт 2. Получение кислородных соединений магния и кальция. В металлической ложечке сжечь немного порошка магния. Продукты окисления растворить в небольшом количестве воды и в раствор добавить фенолфталеин. Наблюдать изменение окраски раствора. Повторить опыт с кальцием, который окисляют, нагревая на воздухе. Опыт 3. Окрашивание пламени горелки солями щелочноземельных металлов. Чистую нихромовую спираль смочить раствором соли кальция и внести в пламя газовой горелки. Наблюдать окрашивание пламени. Повторить опыт с солями стронция и

пероксида натрия с водой. б) Окислительные свойства пероксида натрия. Внести в тигель немного порошка пероксида натрия, добавить воды и немного (на кончике микрошпателя) растертого в порошок сульфата хрома. Смесь тщательно перемешать стеклянной палочкой, поставить тигель в треугольник и нагреть его пламенем горелки до сплавления смеси. Охладить тигель на воздухе, добавить воды, перемешать содержимое тигля, дать смеси отстояться и перелить раствор в пробирку. Отметить цвет образовавшегося хромата натрия Nа2СrO4. Написать уравнение реакции взаимодействия пероксида натрия с сульфатом хрома в присутствии Nа2СO3, учитывая, что при этом выделяется диоксид углерода. в) Восстановительные свойства пероксида натрия. Внести в пробирку 4-5 капель перманганата калия, добавить один микрошпатель порошка пероксида натрия и все перемешать. Отметить выделение газа и появление бурого осадка. Написать уравнение реакции. Опыт 7. Определение реакции среды в растворе карбоната и гидрокарбоната натрия. Внести в три пробирки по 6-7 капель дистиллированной воды. В каждую из них прибавить такое же количество нейтрального раствора лакмуса. В одну пробирку внести один микрошпатель кристаллов карбоната натрия, в другую – такое же количество гидрокарбоната натрия. Третью пробирку оставить для сравнения. Перемешать растворы стеклянной палочкой. Сравнить окраску лакмуса в растворах солей с его окраской в третьей пробирке. Написать ионные и молекулярные уравнения реакций. Почему оттенок окраски лакмуса в растворах этих солей различен? Ответ мотивировать. Опыт 8. Получение малорастворимых солей калия и натрия. (Качественные реакции на ионы щелочных металлов). а) К нейтральному раствору какой либо соли натрия прибавить равный объем раствора гексагидроксостибата (V)

щелочных металлов образуют сильные основания – щелочи. Сила основания возрастает сверху вниз по группе. Все основания растворимы. В случае катионов щелочноземельных металлов гидролиз по катиону наблюдается у Ве2+, в меньшей степени у Mg2+, а у Са2+, Sr2+, Ba2+ - практически отсутствует. Такая картина находится в соответствии с тем, что в ряду Ве(ОН)2 – Mg(OH)2 – Ca(OH)2 – Sr(OH)2 усиливается основной характер гидроксидов. В том же направлении усиливается растворимость. Гидролиз по аниону характеризуется щелочной средой. Очевидно, чем слабее кислота, тем гидролиз протекает интенсивнее. Например, склонность солей магния к гидролизу используется в технике. Обезвоженный MgCl2, получаемый из морской воды, является основой магнезиального цемента, для получения которого в 30%-ный раствор MgCl2 добавляют MgО и иногда наполнитель (например, опилки). Смесь постепенно затвердевает, т.к. идет реакция. MgО + MgCl2 + Н2О = 2MgОНCl, в результате которой образуется полимерное соединение. Высокая растворимость солей Na+, K+, Ca2+, Mg2+ (особенно хлоридов и сульфатов) сделали их по содержанию основными катионами природной воды. Ионы Ca2+ и Mg2+ обусловливают т.н. жесткость воды, которая по аниону делится на временную (по НСО 3− ) и постоянную (по Сl- и

10

7

SO 24− ). Жесткость воды устраняют физическими и химическими методами. Временная жесткость устраняется кипячением воды. При этом гидрокарбонаты переходят в нерастворимые карбонаты: Са(НСО3)2 = СаСО3 + СО2 + Н2О Химическое умягчение воды основано на введении в воду реагентов, обогащающих ее анионами СО 32− и ОН-, в результате чего образуются малорастворимые СаСО3 и

Mg(OH)2. Для этого природную воду обрабатывают гашеной известью или содой: СаSО4(p) + Nа2СО3(p) = СaCО3(т) + Na2SO4(p) Са(HCО3)2(p) + Cа(ОH)2(p) = 2СaCО3(т) + 2H2O(ж) MgSО4(p) + Cа(ОH)2(p) = Mg(ОH)2(т) + Ca2SO4(p) Для удаления ионов Са2+ и Mg2+ можно применять также фосфаты натрия, буру, поташ и др. Лабораторная работа

Опыт 1. Взаимодействие металлов с водой (работать под тягой в защитных очках!) В кристаллизатор с водой добавить несколько капель фенолфталеина. Пинцетом достать кусочек щелочного металла из склянки, где он хранится под слоем керосина, и высушить его фильтровальной бумагой. Касаться руками щелочного металла нельзя, так как возможны ожоги. Ножом отрезать небольшую часть (размером со спичечную головку) и пинцетом перенести ее в кристаллизатор с водой. Наблюдать за протеканием реакции. Аналогично провести опыты с литием, натрием и калием. Сопоставить химическую активность щелочных металлов по отношению к воде. Опыт 2. Взаимодействие металлов с кислородом воздуха (работать под тягой!). В металлическую ложечку или фарфоровый тигель поместить небольшой кусочек лития, предварительно высушенный фильтровальной бумагой. Ложечку (или тигель) нагреть снизу небольшим пламенем газовой горелки, затем поджечь пламенем расплавленный металл сверху. Продукты окисления, оставшиеся в ложечке (или тигле), сохранить для использования в последующем опыте. Аналогично провести опыты с натрием и калием.

Сопоставить химическую активность изученных щелочных металлов по отношению к кислороду воздуха. Опыт 3. Взаимодействие кислородных соединений металлов с водой. Полученные в предыдущем опыте продукты окисления лития, натрия и калия растворить в небольшом количестве воды. (Работать в защитных очках, так как в продуктах сгорания может быть несгоревший металл). К полученным растворам прилить подкисленный серной кислотой раствор йодида калия. Внести несколько капель раствора крахмала. Наблюдать изменение окраски растворов. Сделать вывод о свойствах и составе кислородных соединений, образующихся при сгорании лития, натрия и калия. Опыт 4. Окрашивание пламени горелки солями лития, натрия и калия. Чистую нихромовую спираль смочить раствором соли лития и внести в пламя газовой горелки. Наблюдать окрашивание пламени. При необходимости нихромовую спираль очистить, для чего ее промыть хлористоводородной кислотой и прокалить в пламени горелки до исчезновения окраски пламени. Опыт 5. Получение малорастворимых солей лития. На часовое стекло нанести каплю насыщенного раствора соли лития (LiCl, Li2SO4) и прибавить каплю концентрированного раствора Na2CO3. Наблюдать образование осадка. Написать уравнение реакции. Аналогичный опыт провести, добавляя к капле раствора соли лития каплю насыщенного раствора Na3PO4. Опыт 6. Изучение свойств пероксида натрия. а) Взаимодействие пероксида натрия с водой. В пробирку внести микрошпателем немного порошка пероксида натрия, добавить дистиллированной воды и размешать стеклянной палочкой. Доказать присутствие в поученном растворе щелочи, добавив в него одну каплю раствора фенолфталеина. Написать уравнение реакции взаимодействия

8

9

Часть I. Изучение свойств щелочных металлов и их соединений