Практическая работа по химии 9 класс металлы
Обновлено: 27.09.2024
Практикум для учителя и ученика по химии. По теме " Металлы".
Содержимое разработки
Практическая работа №2
По теме: «Общие свойства металлов и их соединений».
Цель работы: изучение химических свойств металлов и их соединений.
Задачи работы:
Закрепить знания о химических свойствах металлов: взаимодействие металлов с растворами кислот и солей.
Экспериментальным путем убедиться в различной химической активности металлов, доказать, что более активные металлы восстанавливают менее химически активные из водных растворов их солей.
Изучить общие свойства амфотерных гидроксидов.
Изучить общие свойства нерастворимых оснований.
Отработать навыки экспериментальной работы согласно правилам техники безопасности.
Краткие теоретические сведения.
Металлы в периодической системе находятся в I, II, III группах, в побочных подгруппах всех групп. Кроме того, металлами являются наиболее тяжелые элементы IV, V, VI и VII групп.
Особенностью строения атомов металлов является небольшое число электронов во внешнем электронном уровне, как правило, не превышающее трёх. Атомы металлов легко отдают электроны и являются хорошими восстановителями.
Металлы по их активности расположены в ряд, называемый электрохимическим рядом напряжений металлов.
Li Rb K Cs Ba Sr Ca Na Mg Be Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H Sb Bi Cu Hg Ag Au
Металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений металлов до водорода, могут вытеснять его из растворов кислот, а всякий металл, стоящий ближе к началу ряда, может вытеснять (восстанавливать) последующие из растворов их солей.
1.Металлы, расположенные в начале ряда - от лития до магния –восстанавливают водород из воды с образованием щелочи:
2Na + 2HOH 2NaOH + H2↑.
2. Металлы менее активные (от марганца до железа), восстанавливая из воды водород, образуют оксиды:
3Fe + 4H2O Fe3O4 + 4H2↑.
3.Металлы реагируют с кислотами. Взаимодействие металлов зависит от их активности (см. электрохимическим рядом напряжений металлов) и от концентрации кислоты:
а) кислоты HCl , H 3 PO 4, H 2 SO 4(разб.) реагируют со всеми металлами (кроме Pb ), которые стоят в ряду напряжений до водорода, при этом выделяется водород;
Zn + 2HCl ZnCl2 + H2↑.
б) концентрированная H 2 SO 4 при нагревании реагирует со всеми металлами (кроме Pt и Au ), при этом водород не выделяется; с тяжелыми (плотность 5 г/ см 3 ) металлами образует газ SO 2 (оксид серы ( IV )); с более активными легкими (плотность 3 ) металлами выделяется H 2 S (сероводород):
Cu +2H 2 SO 4 ( конц ) CuSO 4 + 2H 2 O + SO 2 ↑.
в) концентрированная Н NO 3 c щелочными и щелочноземельными металлами образует газ N 2 O – оксид азота ( IV ), с другими тяжелыми металлами – оксид азота ( IV ) NO 2:
Ca + 10HNO 3( конц .) → Ca(NO 3 ) 2 + N 2 O + 5 H 2 O
Cu + 4HNO 3( конц .) → Cu(NO 3 ) 2 + NO 2 + 2 H 2 O
г) разбавленная Н NO 3 взаимодействует c щелочными и щелоч-ноземельными металлами, а также с Zn , Fe , Sn , при этом выделяется газ NH 3 (аммиак) или образуется соль аммония ( NH 3 + Н NO 3 = NH 4 NO 3), при реакции с остальными металлами (плотность 5 г/ см 3 ) образуется оксид азота ( II ) NO :
Ca + 10HNO 3( разб .) → 4Ca(NO 3 ) 2 + NH 4 NO 3 + 3 H 2 O
Cu + 4HNO 3( разб .) → 3Cu(NO 3 ) 2 + 2NO + 4H 2 O
д) кислоты H 2 CO 3, H 2 SO 3, CH 3 COOH – слабые, взаимодействуют с активными металлами:
2 CH 3 COOH + 2 Na → 2 CH 3 COONa + H 2
4. Каждый последующий металл может быть восстановлен из раствора соли предыдущим металлом: Fe + CuSO4 FeSO4 + Cu.
Переходные металлы расположены в Периодической системе с 4 по 7 период. Переходные металлы, символы которых расположены в самой таблице, называют d-элементами, а те элементы, символы которых расположены в нижней части Периодической системы, называют лантаноидами и актиноидами или f-элементами.
Амфотерные оксиды - оксиды переходных металлов.
Свойства.
1. Амфотерные оксиды не растворяются в воде.
2. Амфотерные оксиды, реагируя с основными и с кислотными оксидами, дают соли:
Al 2 O 3 + K 2 O 2KAlO 2 ,
Al 2 O 3 + 3SO 3 Al 2 (SO 4 ) 3 .
3. Амфотерные оксиды, реагируя с основными или кислотными гидроксидами, дают соли:
ZnO + 2KOH K 2 ZnO 2 + H 2 O,
ZnO + H 2 SO 4 ZnSO 4 + H 2 O
4. Соответствующие амфотерным оксидам гидроксиды обладают амфотерными свойствами:
Zn ( OH )2 Zn 2+ + 2 OH - - как основание
H 2 ZnO 2 2 H + + ZnO 2 2- - как кислота
Амфотерные гидроксиды - это такие гидроксиды, где растворенная в воде часть, диссоциирует на катионы водорода, металла и анионы гидроксида и кислотного остатка.
Zn(OH)2 ⇆ Zn 2+ + 2OH - , H2ZnO2 ⇆ 2H + + ZnO2 2-
Получение:
1.Взаимодействием переходных металлов (после удаления оксидной пленки) с водой:
2 Al + 6 H 2 O = 2 Al ( OH )3+ 3 H 2↑
2.Взаимодействие солей со щелочами:
ZnCl 2 + 2 KOH Zn ( OH )2 + 2 KCl
3. Взаимодействием солей с кислотами:
Na[Al(OH) 4 ] + HCl Al(OH) 3 + NaCl + H 2 O
Свойства:
1. Диссоциирует на ионы растворенная в воде часть амфотерного гидроксида: Zn ( OH )2 ⇆ Zn ( OH ) + + OH - ⇆ Zn 2+ + 2 OH -
H2ZnO2 ⇆ HZnO 2- + H + ⇆ZnO2 2- + 2H +
2. Взаимодействие с кислотными оксидами, кислотами и кислыми солями:
2Cr(OH) 3 + 3SO 3 Cr 2 (SO 4 ) 3 + 3H 2 O
Al(OH) 3 + 3HBr AlBr 3 + 3H 2 O
Zn(OH) 2 + 2NaHSO 4 ZnSO 4 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O
3. Взаимодействуют с основными оксидами, основаниями и основными солями:
Zn ( OH )2 + Li 2 O Li 2 ZnO 2 + H 2 O
Zn ( OH )2 + Ba ( OH )2 BaZnO 2 + 2 H 2 O
4. Подвергаются разложению при нагревании:
2Al(OH)3 Al2O3 + 3H2O
Приборы и реактивы:
- штатив с пробирками, пипетка, держатель для пробирок, спиртовки, спички, стеклянная палочка.
- растворы: серной кислоты, гидроксида натрия; растворы солей: сульфат меди ( II ),хлорид цинка, сульфат алюминия, сульфат натрия; кусочки: цинка, меди.
Порядок выполнения работы.
Опыт № 1. Взаимодействие металлов с растворами кислот.
Ход работы: В три пробирки положить: в первую кусочек магния, во вторую – гранулу цинка, в третью – медь (кусочек проволоки). Прилить во все пробирки 1 мл раствора серной кислоты.
Записать наблюдения в таблицу «Оформление отчета». Сравнить скорость происходящих реакций. Почему в одной из пробирок реакция не идёт? Дать объяснение. Записать уравнения реакций в молекулярном и ионном видах.
Опыт № 2. Взаимодействие металлов с солями.
Ход работы: В одну пробирку положить одну гранулу цинка и прилить раствор медного купороса, во вторую – кусочек медной проволоки и прилить раствор сульфата натрия.
Записать наблюдения в таблицу «Оформление отчета». Составить схему электронного баланса в окислительно–восстановительных реакциях.
Опыт № 3. Получение гидроксида цинка и испытание его амфотерных свойств.
Ход работы: В две пробирки налить по 5-6 капель раствора соли цинка и очень аккуратно по каплям добавить в них раствор щелочи до появления осадка.
Затем в одну пробирку добавить 2-3 капли раствора серной кислоты.
В другую пробирку добавить избыточное количество щелочи (до растворения осадка).
Записать наблюдения в таблицу «Оформление отчета». Составить уравнения реакций в молекулярном и ионном виде.
Опыт № 4. Получение гидроксида меди и изучение его свойств
Ход работы: Из имеющихся реактивов получить гидроксид меди (II). Указать цвет осадка. Нагреть полученное вещество.
Записать наблюдения в таблицу «Оформление отчета». Что произойдет с осадком при нагревании?
Практическая работа. Решение экспериментальныз эадач по теме Металлы
Цель урока: научиться решать экспериментальные задачи по теме «Металлы». Определять наличие ионов с помощью качественных реакций.
Задачи урока:
Образовательные : научиться использовать полученные знания в решении экспериментальных задач.
Развивающие: развивать умения ставить несложные проблемы, формулировать гипотезы и проводить их опытную проверку; совершенствовать умения работать с лабораторным оборудованием и реактивами; продолжить формирование умений оформлять результаты учебного эксперимента; развивать способность к само- и взаимоконтролю.
Воспитательные: продолжить формирование научного мировоззрения учащихся, воспитывать культуру общения через работу в парах «ученик – ученик», «учитель – ученик», а также наблюдательность, внимание, пытливость, инициативу.
оборудование: ( для класса из 4 учеников)
штатив для пробирок, пробирки, раствор соляной кислоты, гидроксида натрия,
хлорида железа (III),
для большого класса : еще в дополнение хлорида калия, карбоната калия, хлорида меди ( II ), хлорида железа ( II ) сульфата никеля ( II ), нитрата серебра.
I . Организационный этап.
Приветствие. Отметка отсутствующих. Проверка готовности к уроку.
II .Актуализация и мотивация учебной деятельности.
Сегодня на уроке мы проведем практическую работу, в результате которой выясним, как хорошо вы поняли изученную тему.
Вспомните правила техники безопасности при выполнении химического эксперимента.
Ø В химической лаборатории не пробуют на вкус даже известные вещества, они могут содержать примеси, ядовитые для человека.
Ø Кислоты – едкие вещества. Разрушают и раздражают кожу, слизистые оболочки.
Ø Щёлочи – едкие вещества. Разрушают и раздражают кожу, слизистые оболочки. От них возможна полная потеря зрения.
Ø Если кислота или щёлочь попала на кожу, её надо немедленно промыть большим количеством проточной воды.
Ø Соединения меди в виде пыли при попадании на кожу, особенно в местах микротравм, могут вызвать раздражения, привести к аллергии в лёгкой форме.
Ø Все нитраты оказывают сжигающее действие на кожу и слизистые оболочки. Нитрат серебра (ляпис) разлагается под действием солнечного света. При попадании на кожу вызывает её потемнение.
Ø Роданиды являются соединениями повышенной физиологической активности. При работе с ними следует применять индивидуальные средства защиты, соблюдать правила личной гигиены. Не допускать попадания препаратов внутрь организма!
Ø Стекло – хрупкий материал, имеющий малое сопротивление при ударе и незначительную прочность при изгибе. Категорически запрещается использовать посуду, имеющую трещины и отбитые края.
Ø Пробирку закрепляют в держателе так, чтобы от горлышка пробирки до держателя было расстояние 1 – 1, 5 см.
Ø Опыты проводить с таким количеством веществ, которые указаны в методическом руководстве по проведению каждого опыта.
Ø Без разрешения учителя, ничего на столах не трогать.
Ø Во время проведения эксперимента или оформлении отчёта соблюдайте тишину.
Ø После работы приведи порядок на рабочем месте.
III .Проведение практической работы.
Практическая работа №5: Решение экспериментальных задач по теме: «Металлы».( в тетрадях)
задание 1
Получение гидроксидов железа и изучение их свойств по инструкции учебника Н.Е.Кузнецовой, стр. 252 - 253
опыт1.
Получите гидроксиды железа ( II ) и ( III ) из растворов соответсвующих солей. Для этого к растворам солей Fe 2+ и Fe 3+ прилейте раствор щелочи. Сравните полученные осадки по внешнему виду.
Запишите уравнения реакций.
опыт2.
Исследуйте свойства полученных соединений в соответствии со схемой учебника рис.79 и см. ниже.
Практическая работа "Решение экспериментальных задач по теме "Металлы"
Цель: на основе знаний о металлах и их кислородных соединений научиться решать экспериментальные задачи; уметь проводить качественные реакции. соблюдать правила ТБ.
- углубить и систематизировать знания учащихся о металлах и их кислородных соединений; закрепление практических навыков при решении экспериментальных задач, умение составлять уравнения реакций.
- развитие навыков практической работы и развивать познавательный интерес, используя приемы самостоятельной работы, умение проводить лабораторные опыты.
- воспитание аккуратности при выполнении практических работ и соблюдении правил по технике безопасности; бережное отношение к реактивам.
Мысленно закройте глаза. Выполните
10 шагов вперед вверх
5 шагов вправо
5 шагов вниз
5 шагов влево
Какая фигура получилась.
( флажок).
1.На интер. доске предложения( используя названия металлов в переносном смысле образуем предложения)
1. Человек обладает…. здоровьем (железным)
2.Над городом нависли … тучи (свинцовые)
3.Певец обладает уникальным…. голосом (серебряным)
4.Каникулы – это….пора детства (золотая)
2.В эпиграфах найти слова, которые связаны с наукой химией, а затем самим определить цель урока. После формулирования цели легко перейти к теме урока.
«СУХА ТЕОРИЯ, МОЙ ДРУГ, А ДРЕВО ЖИЗНИ ПЫШНО ЗЕЛЕНЕЕТ»
«И ОПЫТ, СЫН ОШИБОК ТРУДНЫХ, И ГЕНИЙ, ПАРДОКСОВ ДРУГ…»
Металлы, теория, опыт.
Практическая работа
Решение экспериментальных задач по теме «Металлы».
Цель: изучить свойства металлов и их соединений.
Оборудование и реактивы:
1 вариант: штатив для пробирок, пробирки, растворы азотной кислоты, соляной кислоты, гидроксида натрия, сульфата никеля ( II ), нитрата серебра. хлорида железа (III), роданида калия, фосфата натрия, сульфата цинка.
Ход работы:
Ø Роданиды являются соединениями повышенной физиологической активности. При работе с ними следует применять индивидуальные средства защиты, соблюдать правила личной гигиены.Не допускать попадания препаратов внутрь организма!
I вариант
Используя необходимые реактивы и оборудование, выполните следующие превращения
Уравнения реакций
1. К раствору хлорида железа (III) добавим несколько капель щелочи.
Образуется осадок бурого цвета.
FeCl 3 + 3 NaOH → Fe ( OH )3↓ + 3 NaCl
Fe 3+ + 3 OH - → Fe ( OH )3↓
2. К полученному осадку добавим раствор азотной кислоты.
Осадок растворяется, образуется раствор желтого цвета.
Fe(OH) 3 + 3 H + → Fe 3 + + 3 H2O
3. К раствору нитрата железа (III) добавим несколько капель роданида калия.
Появление кроваво-красного окрашивания.
Fe 3+ + 3CNS - ↔ Fe(CNS)3
Вывод: Экспериментально осуществили превращения химических реакций.
Задание 2. Приготовьте гидроксид никеля ( II ) и исследуйте его свойства.
1. К раствору сульфата никеля (II) добавим несколько капель щелочи.
Образуется осадок светло-зеленого цвета.
2. Полученный осадок раздел на 2 части. В одну пробирку к полученному осадку добавим раствор соляной кислоты.
Осадок растворяется.
Ni ( OH )2 + 2 HCl → NiCl 2 + 2 H 2 O
Ni ( OH )2 + 2 H + → Ni 2+ + 2 H 2 O
3. В другую пробирку к полученному осадку добавим конц. раствор щелочи.
Изменений нет.
Вывод: Гидроксид никеля ( II ) – осадок светло-зеленого цвета, проявляет основные свойства.
Задание 3. Предложите наиболее рациональный путь определения солей, растворы которых находятся в пронумерованных пробирках: Na 3 PO 4 , FeCl3, ZnS O4, Уравнения реакция запишите в молекулярной и ионной форме.
Практическая работа №2 По теме: «Общие свойства металлов и их соединений».
методическая разработка по химии по теме
За лето ребенок растерял знания и нахватал плохих оценок? Не беда! Опытные педагоги помогут вспомнить забытое и лучше понять школьную программу. Переходите на сайт и записывайтесь на бесплатный вводный урок с репетитором.
Вводный урок бесплатно, онлайн, 30 минут
Предварительный просмотр:
Цель работы: изучение химических свойств металлов и их соединений.
- Закрепить знания о химических свойствах металлов: взаимодействие металлов с растворами кислот и солей.
- Экспериментальным путем убедиться в различной химической активности металлов, доказать, что более активные металлы восстанавливают менее химически активные из водных растворов их солей.
- Изучить общие свойства амфотерных гидроксидов.
- Изучить общие свойства нерастворимых оснований.
- Отработать навыки экспериментальной работы согласно правилам техники безопасности.
2Na + 2HOH 2NaOH + H 2 ↑.
3Fe + 4H 2 O Fe 3 O 4 + 4H 2 ↑.
а) кислоты HCl, H 3 PO 4 , H 2 SO 4(разб.) реагируют со всеми металлами (кроме Pb), которые стоят в ряду напряжений до водорода, при этом выделяется водород;
Zn + 2HCl ZnCl 2 + H 2 ↑.
б) концентрированная H 2 SO 4 при нагревании реагирует со всеми металлами (кроме Pt и Au), при этом водород не выделяется; с тяжелыми (плотность > 5 г/ см 3 ) металлами образует газ SO 2 (оксид серы (IV)); с более активными легкими (плотность 3 ) металлами выделяется H 2 S (сероводород):
Cu +2H 2 SO 4 (конц) CuSO 4 + 2H 2 O + SO 2 ↑.
в) концентрированная НNO 3 c щелочными и щелочноземельными металлами образует газ N 2 O – оксид азота (IV), с другими тяжелыми металлами – оксид азота (IV) NO 2 :
Ca + 10HNO 3(конц.) → Ca(NO 3 ) 2 + N 2 O + 5 H 2 O
Cu + 4HNO 3(конц.) → Cu(NO 3 ) 2 + NO 2 + 2 H 2 O
г) разбавленная НNO 3 взаимодействует c щелочными и щелоч-ноземельными металлами, а также с Zn, Fe, Sn, при этом выделяется газ NH 3 (аммиак) или образуется соль аммония (NH 3 + НNO 3 =NH 4 NO 3 ), при реакции с остальными металлами (плотность > 5 г/ см 3 ) образуется оксид азота (II) NO:
Ca + 10HNO 3(разб.) → 4Ca(NO 3 ) 2 + NH 4 NO 3 + 3 H 2 O
Cu + 4HNO 3(разб.) → 3Cu(NO 3 ) 2 + 2NO + 4H 2 O
д) кислоты H 2 CO 3 ,H 2 SO 3 , CH 3 COOH – слабые, взаимодействуют с активными металлами:
2 CH 3 COOH + 2Na → 2CH 3 COONa + H 2
4. Каждый последующий металл может быть восстановлен из раствора соли предыдущим металлом: Fe + CuSO 4 FeSO 4 + Cu.
Амфотерные оксиды - оксиды переходных металлов.
Al 2 O 3 + K 2 O 2KAlO 2 ,
Al 2 O 3 + 3SO 3 Al 2 (SO 4 ) 3 .
ZnO + 2KOH K 2 ZnO 2 + H 2 O,
ZnO + H 2 SO 4 ZnSO 4 + H 2 O
Zn(OH) 2 Zn 2+ + 2OH - - как основание
H 2 ZnO 2 2H + + ZnO 2 2- - как кислота
Zn(OH) 2 ⇆ Zn 2+ + 2OH - , H 2 ZnO 2 ⇆ 2H + + ZnO 2 2-
2Al + 6H2O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 ↑
ZnCl 2 + 2KOH Zn(OH) 2 + 2KCl
Na[Al(OH) 4 ] + HCl Al(OH) 3 + NaCl + H 2 O
1. Диссоциирует на ионы растворенная в воде часть амфотерного гидроксида: Zn(OH) 2 ⇆ Zn(OH) + + OH - ⇆ Zn 2+ + 2OH -
H 2 ZnO 2 ⇆ HZnO 2- + H + ⇆ZnO 2 2- + 2H +
2Cr(OH) 3 + 3SO 3 Cr 2 (SO 4 ) 3 + 3H 2 O
Al(OH) 3 + 3HBr AlBr 3 + 3H 2 O
Zn(OH) 2 + 2NaHSO 4 ZnSO 4 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O
Zn(OH) 2 + Li 2 O Li 2 ZnO 2 + H 2 O
Zn(OH) 2 + Ba(OH) 2 BaZnO 2 + 2H 2 O
2Al(OH) 3 Al 2 O 3 + 3H 2 O
Приборы и реактивы:
- растворы: серной кислоты, гидроксида натрия; растворы солей: сульфат меди (II),хлорид цинка, сульфат алюминия, сульфат натрия; кусочки: цинка, меди.
Опыт № 1. Взаимодействие металлов с растворами кислот.
Опыт № 2. Взаимодействие металлов с солями.
Опыт № 3. Получение гидроксида цинка и испытание его амфотерных свойств.
Опыт № 4. Получение гидроксида меди и изучение его свойств
Химия. Практическая работа по теме "Получение и свойства соединений металлов"
Данный документ содержит описание практической работы в виде таблице. Оформление индивидуально. В таблице красным цветом дан ответ. При подготовке таблицы необходимо содержимое двух колонок не выводить на печать. учащиеся сами должны заполнить данные колонки.
Просмотр содержимого документа
«Химия. Практическая работа по теме "Получение и свойства соединений металлов"»
Тема: Получение и свойства соединений металлов.
Инструктаж по Т.Б.
Цель работы: повторить основные вопросы химии металлов. На практике закрепить знания об основных свойствах металлов, качественные реакции по металлам.
Оборудование: наборы химических реактивов и оборудование к практической работе
1)В пробирку с раствором хлорида алюминия добавим по каплям раствор щелочи
2) В другую пробирку с раствором щелочи добавим раствор
Только, после добавления избытка А1С13 выпадет осадок А1(ОН)3.
3)Докажем амфотерный характер А1(ОН)3. Для этого, полученный осадок А1(ОН)3 разделим на 2 пробирки. В одну из пробирок добавим раствор любой сильной кислоты, в другую — раствор щелочи (избыток).
Наблюдаем образование белого осадка гидроксида алюминия.
В данном случае, щелочь присутствует в избытке, поэтому А1(ОН)3 в начале не образуется, идет образование алюмината натрия
В обоих случаях наблюдаем растворение осадка гидроксида алюминия;
Гидроксид алюминия растворяется, как в кислотах, так и в щелочах, поэтому он амфотерен
А1С13 + 3NaOH(недостаток) = 3NaCl + Al(OH)3↓
Al 3+ + 3Сl- + 3Na + + 3ОН - = А1(ОН)3↓ + 3Na + + 3Сl -
А1 3+ + 3ОН - = Al(OH)3↓
А1С13 + 4NaOH(избыток) = NaA1О2 + 3NaCl + 2Н2О
А1 3+ + 3Сl - + 4Na + + 40Н - = Na + +А1О2 - + 3Na + + 3Сl - + 2Н 2 О
А1(ОН)3 +3Н + +3Сl - = А1 3+ +3Сl - + 3Н2О
2. Для доказательства качественного состава СаС12 проведем реакции, характерные для катиона кальция и хлорид-аниона.
Для этого раствор СаС12 разольем на 2 пробирки.
В одну из них добавим раствор карбоната натрия,
В другую пробирку прильем раствор нитрата серебра
Наблюдаем выделение белого
осадка карбоната кальция СаСО3
Наблюдаем выделение белого творожистого осадка.
2Na + + СО3 2- + Са 2+ + 2Сl - = СаСО3↓ + Na + + 2Сl -
Са 2+ + 2Сl - + 2Ag + + 2NО3 - = Ca 2+ + 2NО3 - + 2AgCl↓
3. Необходимо осуществить следующие превращения:Fe → FeCI2 → FeCl3
В пробирку с железными опилками добавим раствор соляной кислоты.
Качественная реакция на ион железа (II):
Качественные реакции на ион железа (III):
а) Прильем к пробирке раствор желтой кровяной соли:
Наблюдаем растворение железа и выделение газообразного водорода
Наблюдаем, образование темно-синего осадка, следовательно, ионы Fe 2+ получены.
Наблюдаем, образование темно-синего осадка берлинской лазури, значит, в растворе присутствуют ионы железа (III).
Fe 0 + 2Н + С1 = Fe 2+ Cl2 + Н2 0 ↑
Fe 0 - 2е = Fe 2+ 2 1 восстановитель
2Н + +2е = Н2 0 2 1 окислитель
красная кровяная соль
3К + +[Fe(CN)6] 3- +Fe 2+ +2Сl - =KFe [Fe(CN)6]↓+2K + + 3Сl -
желтая кровяная соль берлинская лазурь
4К + + Fe 3+ +3Сl - +[Fe(CN)6] 4- =KFe [Fe(CN)6]↓+3K + + 3Сl -
Необходимо получить FeSO4 тремя различными способами:
В пробирку с железными опилками прильем разбавленный раствор серной кислоты.
В пробирку с раствором медного купороса добавим железо.
Наблюдаем растворение железа и выделение водорода
В результате реакции образуется сульфат железа.
Наблюдаем, изменение окраски раствора, из голубого раствор становится светло-зеленым, который быстро желтеет и мутнеет. В результате реакции выделяется красная медь.
Cu 2+ SO4 + Fe° = Fe +2 SO4 + Cu 0 ↓
Голубой светло-зеленый красный
Fe° -2е= Fe 2+ восстановитель
4. Для получения FeSО4 осуществим следующие превращения: FeCl2→ Fe(OH)2 → FeSО4
К раствору хлорида железа прильем раствор щелочи:
К полученному, в предыдущем опыте осадку Fe(OH)2 добавим раствор серной кислоты
В результате реакции образуется осадок гидроксида железа (II) белого цвета.
Fe 2+ + 2Сl - + 2Na + + 2ОH - = 2Na + + 2Сl - + Fe(OH)2↓
5. Для доказательства качественного состава FeSО4 разольем раствор сульфата железа в 2 пробирки.
В одну из них добавим раствор красной кровяной соли:
В другую пробирку, добавим раствор хлорида бария:
Наблюдаем, образование темно-синего осадка, значит, в растворе присутствуют ионы железа — Fe2+.
Наблюдаем, выделение белого осадка сульфата бария BaSО4, значит, в растворе присутствуют сульфат-ионы SО4 2- .
Читайте также: