Карточки к опытам по неорганической химии

Диффузия перманганата калия

В жидкостях, как и в газах, частицы вещества (молекулы и ионы) находятся в постоянном движении. Это можно увидеть с помощью ярко окрашенных веществ. Бросим в колбу с водой кристаллики перманганата калия. Фиолетовая окраска, появившаяся вокруг кристаллов, постепенно распространяется по всему сосуду. Распространение вещества — диффузия происходит из-за постоянного беспорядочного  движения частиц.

Оборудование: колба, шпатель, вода.

Техника безопасности. Избегать контакта кожи и слизистых оболочек с кристаллами перманганата калия.

Разделение смеси воды и растительного масла отстаиванием

Если жидкости не растворимы друг в друге, они образуют смесь. Смесь двух жидкостей можно разделить. Попробуем разделить смесь растительного масла и воды. В делительную воронку нальем воды и прибавим несколько капель растительного масла. Взболтаем воронку. Получается белая эмульсия: смесь масла и воды. Дадим смеси отстояться. Постепенно эмульсия разделяется на два слоя: тяжелый нижний слой — вода. Верхний, более легкий — растительное масло. Осторожно сольем воду через кран делительной воронки.  В воронке остается растительное масло.

Оборудование: делительная воронка, колба, химические стаканы, шпатели.

Техника безопасности. Опыт безопасен.

Разделение смеси крахмала и воды фильтрованием

Для разделения смесей часто используют фильтрование. Попробуем разделить смесь крахмала и воды. Крахмал не растворяется  в воде. Приготовим конус из фильтровальной бумаги. Вложим фильтр в стеклянную воронку. Важно, чтобы бумага плотно прилегала к стенкам воронки, для этого нужно смочить фильтр водой. Наливаем в воронку смесь крахмала и воды. Фильтр пропускает воду и не пропускает крахмал. Фильтрование применяют для разделения растворимых и  нерастворимых веществ.

Оборудование: химические стаканы, воронка, шпатель, стеклянная палочка, фильтровальная бумага.

Техника безопасности. Следует соблюдать правила обращения со стеклянной посудой.

Разделение смеси серы и железа с помощью магнита и воды

Смеси двух веществ можно разделить, если воспользоваться разницей их физических свойств. Такими свойствами могут быть удельный вес, способность намагничиваться или смачиваться водой. Попробуем разделить смесь железа и серы. Известно, что железо обладает магнитными свойствами, а сера — нет. Поэтому легко отделить железо от серы при помощи магнита. Еще один способ разделения смеси серы и железа основан на разнице в смачиваемости и плотности этих веществ. Сера тяжелее воды, но не смачивается ею, порошок серы всплывает на поверхность. Железо тяжелее воды и смачивается ею, поэтому остается на дне. Такой способ разделения смесей называется флотацией. («Флотация» — слово, родственное слову «флот») Флотация применяется в горном деле: с помощью флотации обогащают руды — отделяют лишнюю породу.

Оборудование: химические стаканы, шпатели, магнит.

Техника безопасности. Опыт безопасен.

«Вулкан» — разложение дихромата аммония

Суть химического явления - в изменении состава веществ. Физические явления протекают без изменения состава веществ. Химические явления бывают очень зрелищными. Если поднести лучинку к горке вещества оранжевого цвета - дихромата аммония, начинается бурная реакция. Образуется серо-зеленое вещество – оксид хрома, выделяется газ, появляется пламя. Происходит превращение вещества – химическое явление. Все праздничные фейерверки и салюты основаны на химических явлениях. Наш опыт тоже немножко похож на фейерверк.

Оборудование: лучина, металлическая пластинка, шпатель, спички.

Техника безопасности. Не допускать попадания на кожу дихромата аммония.

Соблюдать меры пожарной безопасности.

Выделение дыма - признак химической реакции (дым без огня)

Один из признаков химической реакции – выделение дыма. В колбу поместим поташ – карбонат калия. Прильем немного раствора аммиака - нашатырного спирта. К полученной смеси прильем соляную кислоту. Из колбы бурно выделяется густой белый дым. Это признак химической реакции.

Оборудование: колба коническая, химический стакан.

Техника безопасности. Соблюдать правила работы с кислотами и аммиаком. Опыт проводить только под тягой.

«Змея» — разложение глюконата кальция

Глюконат кальция продается в аптеке. Такие таблетки принимают для укрепления костной ткани. Глюконат кальция - соль органической кислоты - при нагревании разлагается с образованием более простых веществ. Происходит химическое явление. Признак химического явления – изменение цвета и увеличение объема таблетки. Таблетка принимает причудливую форму.

Оборудование: пинцет, спиртовка.

Техника безопасности. Следует соблюдать правила обращения с нагревательными приборами.

«Фараонова змея» (разложение нитроацетанилида)

Некоторые реакции протекают с одновременным изменением цвета и выделением газов. Смешаем в фарфоровом тигле органическое вещество белого цвета - нитроацетанилид и серную кислоту. Нагреем смесь. Через несколько секунд из тигля выбрасывается масса черного цвета. Выделяющиеся газы делают массу очень пористой и рыхлой. Признаки этой реакции - изменение цвета и выделение газа.

Оборудование: фарфоровый тигель, треугольник, штатив, горелка, стеклянная палочка, шпатель.

Техника безопасности. Соблюдать правила работы с концентрированной серной кислотой. При выполнении опыта не наклоняться над тиглем. Опыт выполняется под тягой.

Выделение газа – признак химической реакции (взаимодействие хлората калия с гидросульфитом натрия)

К насыщенному раствору гидросульфита натрия прибавим немного кристаллов бертолетовой соли KClO. Через некоторое время начинают выделяться отдельные пузырьки газа. Затем пузырьков становиться все больше. Жидкость выбрасывает из мензурки. Протекает химическая реакция, признак которой – выделение газов.

Оборудование: чашка Петри, мензурка, шпатель, стеклянная палочка.

Техника безопасности. Опыт выполняется под тягой, так как выделяется вредный сернистый газ.

Выделение света – признак химической реакции

(свечение люминола)

Некоторые из вас, вероятно, наблюдали, как светятся в темноте насекомые – светлячки. Подобное свечение можно наблюдать и в химической лаборатории. В раствор люминола (индикатора) прильем немного раствора пероксида водорода. В полученную смесь бросим немного кристаллов красной кровяной соли. Наблюдаем яркое свечение раствора. При прибавлении новой порции кристаллов соли свечение увеличивается. Выделение света в процессе химической реакции называется хемилюминесценцией. Свечение - признак химической реакции.

Оборудование: химический стакан, стеклянная палочка, шпатель.

Техника безопасности. Соблюдать правила обращения с ядовитыми веществами, не допускать попадания красной кровяной соли на кожу.

Горение – признак химической реакции

(самовозгорание парафина).

Некоторые вещества имеют свойство самовоспламеняться. Посмотрим, как самовоспламеняется парафин. В большую пробирку поместим кусочки парафина. Осторожно нагреем парафин. Он плавится и превращается в бесцветную прозрачную жидкость. Плавление - физический процесс. Продолжаем нагревать расплавленный парафин, через некоторое время он закипает. Кипение - тоже физическое явление. Кипящий парафин готов загореться, нужен только хороший контакт с кислородом воздуха. Осторожно выливаем кипящий парафин в кристаллизатор с водой. Кипящий парафин загорается в воздухе. Парафин загорелся - это значит, что произошла химическая реакция.

Оборудование: горелка газовая, пробирка, зажим для пробирок, кристаллизатор.

Техника безопасности. Соблюдать правила пожарной безопасности и правила работы с горючими веществами. Не допускать попадания парафина на кожу и одежду.

Дым без огня — взаимодействие аммиака с хлороводородом

Аммиак реагирует с кислотами с образованием солей. Соли аммиака называются солями аммония. В одной из колб – раствор аммиака. В другой колбе концентрированная соляная кислота. Соединяем колбы горлышками - появляется густой белый дым - это выделяется хлорид аммония. При взаимодействии аммиака и соляной кислоты происходит реакция с образованием соли - хлорида аммония.

NH₃ + HCl = NH₄Cl

Хлоридом аммония обрабатывают поверхность металлов перед пайкой - при высокой температуре он очищает поверхность металлов от оксидов, затрудняющих процесс пайки.

Оборудование: колбы, стеклянные пластины.

Техника безопасности. Следует соблюдать правила обращения с концентрированными кислотами и аммиаком

Изменение цвета – признак химической реакции (колебательная реакция Бриггса-Раушера)

Одним из признаков протекания химических реакций является изменение цвета веществ или растворов веществ. В трех стаканах находятся бесцветные растворы веществ. Одно из них вам знакомо - это раствор пероксида водорода. В аптеке пероксид водорода продается под названием «перекись водорода». Смешаем три раствора в большом стакане. Постепенно раствор желтеет, затем внезапно принимает синюю окраску, затем снова становится бесцветным. Циклические изменения цвета продолжаются в течении 5-10 минут. Изменение цвета - признак химической реакции. Следует заметить, что изменения цвета сопровождают и некоторые физические явления.

Оборудование: химические стаканы, стеклянная палочка.

Техника безопасности. Соблюдать правила работы с кислотами.

Плавление парафина

Плавление — химическое или физическое явление? Перед нами парафин. Суть химического явления — в изменении состава веществ. Физические явления протекают без изменения состава веществ. При плавлении происходит переход вещества из твердого состояния в жидкое без изменения состава. Плавление парафина — физическое явление.

Оборудование: спиртовка, штатив, металлическая пластина.

Техника безопасности. Требуется соблюдение правил работы с нагревательными приборами.

Физические и химические явления — растительное масло с водой и раствор хлорида бария с серной кислотой

Суть химического явления — в изменении состава веществ. Физические явления протекают без изменения состава веществ. При перемешивании растительного масла с водой не происходит изменения состава веществ, мы наблюдаем физическое явление. В другом стакане — раствор хлорида бария. Добавляем разбавленную серную кислоту. Образуется осадок, произошло изменение состава веществ — химическое явление. Выделение газа, изменение цвета или появление осадка указывают на превращения веществ — химические явления.

Оборудование: химические стаканы, стеклянная палочка.

Техника безопасности. Не допускать контакта кожи и слизистых оболочек с раствором хлорида бария и серной кислотой.

Физические и химические явления: обугливание крахмала при нагревании и прокаливание поваренной соли

Будут ли происходить изменения состава поваренной соли и крахмала при прокаливании? В одной фарфоровой чашке — поваренная соль, в другой — крахмал. Кристаллы поваренной соли при прокаливании нагреваются, при этом их состав не меняется — происходит физическое явление. Крахмал обугливается, меняет цвет, значит, происходит изменение состава крахмала — перед нами химическое явление. Крахмал, как всякое органическое вещество, содержит углерод. Углерод — "рождающий уголь". Когда на кухне подгорает картошка (а в нашей чашке — картофельный крахмал) — происходит похожее химическое явление.

Оборудование: фарфоровые чашки, штатив, спиртовка, шпатель.

Техника безопасности. Следует соблюдать правила обращения с нагревательными приборами.

Физические и химические явления: пропускание углекислого газа через воду и через раствор гидроксида кальция

Суть химического явления — в изменении состава веществ. Физические явления протекают без изменения состава веществ. Выделение газа, изменение цвета или появление осадка указывают на превращения веществ — химические явления. В одной из колб — вода, в другой — известковая вода — раствор гидроксида кальция. Опуская поочередно трубку в колбы начинаем продувать воздух выдыхая его. В состав выдыхаемого человеком воздуха входит углекислый газ. Известковая вода мутнеет — выпадает осадок, изменяется состав веществ, происходит химическое явление. В колбе с дистиллированной водой изменений не произошло — мы наблюдали только физические явления (всплывание пузырьков воздуха, перемешивание воды).

Оборудование: колбы, стеклянная трубка.

Техника безопасности. Следует соблюдать правила обращения с растворами щелочей.

Закон сохранения массы веществ при химических реакциях

Масса исходных веществ равна массе продуктов реакции. Проверим это. Сосуды Ландольта позволяют провести реакцию в замкнутом объеме и не растерять продукты реакции. Возьмем два сосуда. В первом сосуде подготовим растворы йодида калия и нитрата свинца. Важно не смешать жидкости при загрузке. Во втором сосуде Ландольта – пройдет реакция хлорида железа с роданидом калия. Плотно закрываем пробки. Уравновешиваем чашки весов. Сохранится ли равновесие после окончания реакций? В первом сосуде выпадает желтый осадок йодида свинца, во втором ‑ образуется темно-красный роданид трехвалентного железа. В сосудах Ландольта произошли химические реакции: образовались новые вещества. Но равновесие не нарушилось. Масса исходных веществ всегда равна массе продуктов реакции.

Оборудование: сосуды Ландольта, мензурки, воронки, весы, ложка, песок речной.

Техника безопасности. Следует остерегаться попадания солей свинца на кожу и слизистые оболочки.

Закон сохранения массы веществ при химических реакциях (модель опыта М.В. Ломоносова)

Поставим опыт, доказывающий закон сохранения массы веществ в химических реакциях. Внутри колбы при закрытой пробке будет гореть свеча. Горение свечи – это химический процесс. Израсходовав находящийся в колбе кислород, свеча погаснет. Уравновесим весы. Подожжем свечу и опустим ее в колбу. Свеча через некоторое время гаснет: химическая реакция завершается. Но равновесие весов не нарушается: масса продуктов реакции остается такой же, какой была масса исходных веществ.

Оборудование: колба с пробкой, свеча, весы с разновесами.

Техника безопасности. Следует соблюдать правила обращения с открытым огнем.

Реакция соединения серы с железом

Сера и железо могут соединиться и образовать новое вещество. В результате реакции соединения образуется сульфид железа.

Fe + S = FeS

56 32

В молекуле сульфида железа на один атом железа приходится один атом серы.

Сколько нужно взять железа и серы, чтобы вещества прореагировали без остатка? Соотношение масс железа и серы по реакции семь к четырем:

56 / 32 = 7 / 4

Чтобы реакция началась, подогреем приготовленную смесь. В ходе реакции из-за выделившейся теплоты вещество спекается, поэтому образовавшийся сульфид приходится освобождать радикальными средствами – разбивать посуду.

Из двух простых веществ, железа и серы, в результате реакции соединения образовалось новое вещество – сульфид железа. Теперь железо и серу нельзя разделить магнитом или при помощи флотации, свойства нового вещества отличаются от свойств исходных веществ.

Оборудование: весы, штатив, спиртовка, воронка, шпатель, фильтровальная бумага, пробирка, молоток, пинцет, магнит, чашки Петри.

Техника безопасности. Опыт необходимо проводить под тягой. Следует соблюдать правила обращения с нагревательными приборами и меры пожарной безопасности.

Электролиз воды

Под действием постоянного электрического тока вода разлагается на кислород и водород.

2Н₂О = 2Н₂↑ + О₂↑

Проведем электролиз воды. Заполним водой электролизер. На электроды надеваем пробирки, заполненные водой. Газы, которые будут выделяться на электродах, вытеснят воду из пробирок. Газы получатся чистыми, потому что воздуха в пробирках, заполненных водой, нет. При включении постоянного тока на электродах начинается выделение пузырьков водорода и кислорода. Постепенно газы заполняют пробирки, вытесняя из них воду. Водорода выделяется в два раза больше по объему (см. реакцию) по сравнению с кислородом. Это видно и по объемам газов в наших пробирках. Электролиз воды используют для получения в лаборатории чистых газов ‑ водорода и кислорода.

Оборудование: пробирки, химические стаканы, электролизер.

Техника безопасности. Следует соблюдать правила обращения с электроприборами, а также правила обращения с горючими газами.

Взрыв гремучего газа

Водород в смеси с воздухом взрывается. Из аппарата Киппа получим водород и соберем его в железную банку. Железная банка имеет сверху небольшое отверстие, которое закрыто спичкой. Уберем спичку и поднесем к отверстию горящую лучинку. Происходит сильный взрыв. Водород соединяется с кислородом воздуха с образованием паров воды.

2H₂ + O₂ = 2H₂O

Оборудование: аппарат Киппа, жестяная банка, лучина, горелка.

Техника безопасности. Соблюдать правила работы с горючими газами. Вблизи аппарата Киппа не должно быть открытого огня. Поджигать водород можно только длинной лучиной.

Восстановление меди водородом из оксида меди (II) (практическая работа)

Водород – прекрасный восстановитель. Водород способен восстанавливать металлы из их оксидов. Пример ‑ восстановление меди. В пробирке – черный порошок оксида меди. Получаем водород взаимодействием цинка и соляной кислоты.

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂^↑

Направим водород в пробирку. Реакция восстановления меди идет при нагревании:

CuO + H₂ = Cu + H₂O

Водород связывает кислород, образуя воду, выделяется свободная медь.

Оборудование: штативы, пробирка, пробирка с газоотводной трубкой, пинцет, спиртовка, лучина.

Техника безопасности. Следует соблюдать правила работы с горючими газами и правила работы с кислотами, а также правила работы с нагревательными приборами.

Горение водорода

Водород – рождающий воду. Вода получается при горении водорода - при соединении водорода с кислородом. В ходе реакции выделяется очень большое количество энергии.

2H₂ + O₂ = 2H₂O + Q

Значит, водород – топливо. И как со всяким топливом с водородом нужно обращаться осторожно. Получаем водород реакцией цинка с соляной кислотой.

Zn + 2HCl = ZnC₂l + H₂^↑

Поджигаем водород у конца газоотводной трубки. Вначале пламя едва заметно (водород не окрашивает пламя). Постепенно стеклянная трубка раскаляется, и пламя становится желтым: соединения натрия, входящие в состав стекла окрашивают пламя. Итак, водород – топливо. На водороде и кислороде могут работать реактивные двигатели. Теплоту реакции горения водорода используют для сварки и резки металлов, водород и ацетилен в этом смысле похожи. При сгорании водорода в чистом кислороде температура достигает 2800^оС. Такое пламя плавит кварц и большинство металлов. Важно, что водород – безвредное для окружающей среды топливо.

Оборудование: штатив, пробирка, пробирка с газоотводной трубкой, пинцет, лучина.

Техника безопасности. Следует соблюдать правила работы с горючими газами и правила работы с кислотами.

Мыльные пузыри с водородом

Получим водород в аппарате Киппа. Из аппарата по газоотводной трубке водород поступает в хлоркальциевую трубку. Опустим трубку в раствор мыла. Мыльные пузыри растут и поднимаются вверх. Опыт показывает, что водород - легкий газ.

Оборудование: аппарат Киппа, кристаллизатор или фарфоровая чашка. Хлоркальциевая трубка.

Техника безопасности. Соблюдать правила работы с горючими газами. Вблизи аппарата Киппа не должно быть открытого огня.

Нерастворимость водорода в воде

Убедимся в том, что водород нерастворим в воде. Получаем водород взаимодействием цинка и соляной кислоты.

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂ ^↑

По газоотводной трубке водород проходит в пробирку, заполненную водой. Газ не растворяется, а проходит через толщу воды и скапливается в пробирке. Постепенно водород вытесняет всю воду из пробирки. Водород – газ, не растворяющийся в воде

Оборудование: штатив, пробирка, пробирка с газоотводной трубкой, пинцет, стеклянный цилиндр.

Техника безопасности. Следует соблюдать правила работы с горючими газами и правила работы с кислотами

Приготовление и взрыв гремучей смеси

Смесь водорода и кислорода - взрывоопасна, это "гремучий газ".
Дело в том, что водород сгорает в кислороде с выделением большого количества теплоты: 2H₂ + O₂ = 2H₂O +Q

Для начала реакции достаточно поднести к смеси горящую спичку. По уравнению реакции две молекулы водорода реагируют с одной молекулой кислорода, значит оптимальное соотношение водорода и кислорода - два к одному. В нашем опыте используется не чистый кислород, а воздух, в котором кислорода ‑ только пятая часть (21%). Поэтому "гремучее", наиболее взрывоопасное соотношение водород – воздух составляет два к пяти. Проверим это на практике. Приготовим несколько вариантов смеси водорода с воздухом. Три пробирки заполнены водой на 1/3, 1/2 и 2/3 объема. Место воды займет водород. Остальной объем заполнен воздухом. Водород будет поступать по газоотводной трубке из колбы с соляной кислотой и цинком:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑.

Соотношение водород- воздух в первой пробирке составит 1:2, во второй 1:1, а в третьей 2:1. Гремучее соотношение водород-воздух 2:5, и в первой пробирке – почти такое же соотношение. Поэтому взрыв в первой пробирке получается самым сильным. Скопления водорода – опасны, на производстве важно не допускать скопления водорода в гальванических цехах, где водород выделяется в больших объемах при нанесении защитных покрытий на металлы. Взрыв водорода грозит разрушением зданию.

Оборудование: штатив, пробирки, держатель для пробирок, стеклянный цилиндр с водой, пробирка с газоотводной трубкой, пинцет, лучина.

Техника безопасности. Следует соблюдать правила работы с горючими газами и правила работы с кислотами.

Взаимодействие кислот с металлами

Активные металлы вытесняют водород из кислот.

Возьмем для испытаний цинк Zn и медь Cu.

Добавим соляную кислоту в пробирку с цинком – начинается реакция с выделением водорода.

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂ ^↑. Цинк восстанавливает

водород из кислот, в ряду напряжений он расположен левее водорода.

Медь не реагирует с кислотой: в ряду напряжений медь - правее водорода. Активный цинк реагирует с кислотой, неактивная медь – не реагирует с соляной кислотой.

Оборудование: пробирки, держатель для пробирок.

Техника безопасности: Следует соблюдать правила работы с горючими газами и правила работы с кислотами.

Взаимодействие оксидов металлов (основных оксидов) с кислотами

Как будут взаимодействовать оксиды кальция и железа с кислотами? Основные оксиды взаимодействуют с кислотами с образованием солей. Положим в одну пробирку оксид кальция, в другую - оксид железа. Добавим разбавленную соляную кислоту. Пробирку с оксидом железа приходится нагревать, чтобы реакция началась.

Fe₂O₃ + 6HCl = 2FeCl₃ + 3H₂O

Оксид кальция реагирует с соляной кислотой уже при комнатной температуре.

CaO + 2HCl = CaCl₂ + H₂O

Оксид и кислота образуют соль и воду. В пробирках образовались растворы хлорида кальция и хлорида железа. Взаимодействие с кислотами с образованием солей - характерное свойство оксидов металлов.

Оборудование: пробирки, штатив для пробирок, шпатель, держатель, спиртовка.

Техника безопасности. Следует соблюдать правила обращения с кислотами. Не допускать попадания оксида кальция на кожу.

Действие кислот на индикаторы

Для определения реакции среды используют индикаторы лакмус, метилоранж, фенолфталеин. Как индикаторы реагируют на кислую среду? Приготовим пробирки с раствором соляной кислоты. Лакмус и метилоранж в кислой среде изменяют цвет – растворы становятся соответственно красным и розовым. Фенолфталеин в кислой среде остается бесцветным.

НСI Н⁺ + СI^-

Оборудование: пробирки, держатель для пробирок.

Техника безопасности

Следует соблюдать правила работы с кислотами.

Реакция обмена между оксидом меди (II) и серной кислотой (Практическая работа)

Типичный пример реакции обмена – реакция между оксидами металлов и кислотами. Продукт таких реакций – соли и вода. На кончике ложки - черный порошок оксида двухвалентной меди CuO.

Добавляем немного разбавленной серной кислоты H₂SO₄. Реакция начинается только тогда, когда пробирка с реагентами нагревается.

CuO + H₂SO₄= CuSO₄ + H₂O

Реакция обмена между оксидом меди и серной кислотой проходит с образованием соли – сульфата меди и воды. Сульфат меди окрашивает раствор в голубой цвет. Растворимые соединения меди ядовиты. Но в микроскопических количествах медь необходима для нормального развития растений и животных, так как она стимулирует внутриклеточные химические процессы.

Оборудование: пробирка, штатив для пробирок, спиртовка, держатель.

Техника безопасности. Следует соблюдать правила обращения с нагревательными приборами и правила обращения с кислотами, а также избегать попадания солей меди на кожу и слизистые оболочки.

Растворение веществ с выделением тепла

Иногда растворение веществ сопровождается сильным нагреванием раствора. Растворим в воде гранулы твердого гидроксида натрия. При этом выделяется теплота, раствор нагревается. Нагревание происходит также при разбавлении водой концентрированных кислот, например серной.

Оборудование: стаканы химические, шпатель, термометр спиртовой.

Техника безопасности. Следует соблюдать правила работы с твердыми щелочами, избегать попадания щелочи на кожу и слизистые оболочки.

Растворимость твердых веществ в воде

Попробуем растворить в воде твердые вещества. Приготовим четыре стакана с водой и четыре марлевые мешочка. В разные мешочки положим кристаллы перманганата калия, сахар, гидроксид кальция и кусочки стекла. Перманганат калия (марганцовка) хорошо растворяется в воде — происходит интенсивное окрашивание раствора. Мешочек с сахаром становится пустым — органическое вещество, из которого состоит сахар, также хорошо растворяется в воде. Растворимость гидроксида кальция в воде ограничена, поэтому образуется осадок — частички вещества проходят через марлю. Со стеклом ничего не происходит, соединения, из которых состоит стекло, нерастворимы. Мы увидели, что разные твердые вещества имеют разную растворимость в воде.

Оборудование: химические стаканы, шпатели, марля, стеклянные палочки.

Техника безопасности. Избегать контакта кожи и слизистых оболочек с перманганатом калия и гидроксидом кальция.

Образование и разрушение кристаллогидратов

Кристаллогидраты – вещества, в состав которых входит кристаллизационная вода. Например, медный купорос CuSO₄•5H₂O ‑ пятиводный сульфат меди. Медный купорос – голубого цвета. При нагревании большинство кристаллогидратов теряют кристаллизационную воду, превращаясь в безводные вещества. При этом часто происходит изменение цвета веществ. Измельчим купорос и прокалим его. Медный купорос постепенно теряет воду, превращаясь в белый порошок сульфата меди.

CuSO₄•5H₂O = CuSO₄ + 5H₂O

При добавлении воды происходит обратный процесс: безводный белый сульфат меди превращается в кристаллогидрат –голубой медный купорос.

CuSO₄ + 5H₂O = CuSO₄•5H₂O

Вновь образовался кристаллогидрат ‑ пятиводный сульфат меди.

Оборудование: спиртовка, фарфоровая чашка, ступка фарфоровая, шпатель, штатив, стеклянная палочка, химический стакан, вода, пипетка.

Техника безопасности. Следует соблюдать правила работы с нагревательными приборами. Не допускать попадания солей меди на кожу и слизистые оболочки.

Взаимодействие кислотных оксидов с водой

Возьмем оксид кремния SiO₂ и оксид фосфора P₂ O₅. Это кислотные оксиды, потому что им соответствуют кислоты. Если кислотный оксид реагирует с водой, получается кислота.

Однако не всякий кислотный оксид способен реагировать с водой. Оксид фосфора и вода взаимодействуют, получается фосфорная кислота: лакмус краснеет в кислой среде.

P₂ O₅ + 3H₂O = 2H₃PO₄

Фосфорный ангидрид (оксид фосфора V) - очень энергично притягивает влагу из атмосферы, поэтому его используют для осушения газов. Что происходит в пробирке с оксидом кремния? Оксид кремния - это обыкновенный песок. Даже при нагревании оксид кремния и вода не взаимодействуют – лакмус не изменяет цвета. Кислота не образуется.

Оборудование: шпатели, пробирки, штатив для пробирок, химический стакан, спиртовка.

Техника безопасности. Фосфорный ангидрид вызывает ожоги: необходимо избегать контакта кожи и слизистых оболочек с фосфорным ангидридом.

Взаимодействие натрия с водой

Активные металлы, например натрий, энергично взаимодействуют с водой с образованием водорода и щелочи.

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂ ^↑

Приготовим дистиллированную воду и добавим к воде фенолфталеина. Фенолфталеин изменит окраску, когда в растворе появится щелочь. Счищаем оксидную пленку и опускаем натрий в воду. Металл бурно взаимодействует с водой. Выделяется газообразный водород.

Фенолфталеин становится малиновым: в растворе образовалась щелочь - едкий натр.

Оборудование: чашка Петри, пинцет, фильтровальная бумага.

Техника безопасности. Опыт проводит учитель. Необходимо соблюдение правил безопасной работы с щелочными металлами.

Взаимодействие основных оксидов с водой

Не всякий оксид реагирует с водой даже при нагревании. Это зависит от активности металла, образовавшего оксид. В пробирках - оксид кальция CaO, оксид железа Fe₂O₃, оксид меди CuO. Добавляем воду и нагреваем растворы.

Фенолфталеин укажет нам, в какой пробирке образовалась щелочь. Только оксид кальция прореагировал с водой - в пробирке фенолфталеин стал малиновым.

CaO + H₂O = Ca(OH)₂

Активность металлов отражает ряд напряжений металлов.

Железо, и тем более медь - менее активны по сравнению с кальцием. С водой взаимодействуют только оксиды активных металлов.

Оборудование: шпатели, пробирки, штатив для пробирок, вода химический стакан, спиртовка.

Техника безопасности. Не допускать контакта оксида кальция с кожей и слизистыми оболочками. Следует соблюдать правила работы с нагревательными приборами.

Действие щелочей на индикаторы

Как индикаторы реагируют на щелочную среду? Приготовим пробирки с раствором щелочи – гидроксидом натрия. Для определения кислотности используют лакмус, метилоранж, фенолфталеин. В щелочной среде лакмус окрашивается в синий цвет, метилоранж – в желтый, фенолфталеин становится малиновым.

Оборудование: пробирки, штатив для пробирок.

Техника безопасности. Следует соблюдать правила работы с растворами щелочей.

Получение и химические свойства амфотерных гидроксидов

Для того чтобы исследовать амфотерный гидроксид - гидроксид цинка, получим его из сульфата цинка - действием сильной щелочи.

ZnSO₄ + 2NaOH = Zn(OH)₂↓ + Na₂SO₄

В двух одинаковых пробирках происходит одно и то же - образуется белый студенистый осадок гидроксида цинка. Гидроксид цинка реагирует и с кислотой (в нашем опыте - с соляной)

Zn(OH)₂ + 2HCl = ZnCl₂ + 2H₂O,

и со щелочью –

H₂ZnO₂ + 2NaOH = Na₂ZnO₂ + 2H₂O

осадок гидроксида растворяется в обеих пробирках. Значит гидроксид цинка ведет себя и как кислота, и как основание. Такая двойственность называется амфотерностью. Гидроксид цинка – амфотерен. Амфотерными свойствами обладают также гидрооксиды алюминия, олова(II), свинца(II).

Оборудование: пробирки, штатив для пробирок, пипетка.

Техника безопасности. Следует соблюдать правила безопасной работы с растворами кислот и щелочей. Избегать попадания кислот и щелочей на кожу и слизистые оболочки.

Получение нерастворимых оснований

Нерастворимые основания образуют малоактивные металлы. Среди них – медь Cu.

Нерастворимый гидроксид меди Cu(OH)₂ образуется при действии щелочи на соли меди. В пробирке - раствор сульфата меди CuSO_4. Добавляем щелочь. Выпадает осадок голубого цвета – гидроксид меди (II).

CuSO₄ + 2NaOH = Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄

Оборудование: пробирка, штатив для пробирок, пипетка.

Техника безопасности. Следует соблюдать правила работы с растворами щелочей и с солями меди, избегать попадания этих веществ на кожу и слизистые оболочки.

Распознавание растворов щелочи, кислоты и воды с помощью индикаторов (практическая работа)

С помощью индикаторов, например лакмуса, можно установить, в какой из пробирок находится раствор щелочи, раствор кислоты и вода. В трех пробирках – неизвестные растворы. Добавляем несколько капель лакмуса. В первой пробирке лакмус остается фиолетовым, в этой пробирке – вода. Во второй пробирке лакмус становится синим, в этой пробирке – раствор щелочи. В третьей пробирке лакмус краснеет, в этой пробирке – раствор кислоты.

НС1 → Н⁺ + С1^-

NaOH →Na⁺ + OH^-

С помощью лакмуса мы распознали растворы щелочи, кислоты и воду.

Оборудование: пробирки, штатив для пробирок.

Техника безопасности. Следует соблюдать правила работы с растворами щелочей и кислот.

Химические свойства нерастворимых оснований

Чтобы исследовать гидроксид меди (II), получим его действием щелочи на растворимую соль меди (II).

СuSO₄ + 2NaOH = Сu(OH)₂ ↓+ Na₂SO₄

Гидроксид меди (II), – основание, практически нерастворимое в воде, поэтому фенолфталеин не меняет окраску. При нагревании гидроксид меди (II) разлагается на два оксида: черный оксид меди (II) и воду.

Сu(OH)₂ = СuO + H₂O

На примере гидроксида меди мы убедились в том, что нерастворимые основания при нагревании разлагаются на оксид металла и воду.

Оборудование: пробирка, штатив для пробирок, пипетка, спиртовка, держатель.

Техника безопасности. Следует соблюдать правила работы с растворами щелочей и с солями меди, избегать попадания этих веществ на кожу и слизистые оболочки. Следует также соблюдать правила работы с нагревательными приборами.

Взаимодействие кислот с солями

Если соединить растворы соли и кислоты в одном сосуде – происходит обмен ионами. Приведем примеры таких реакций. При соединении раствора хлорида бария с серной кислотой образуется нерастворимая соль - сульфат бария.

BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄↓ + 2HCl

Мрамор (карбонат кальция) взаимодействует с соляной кислотой.

CaCO₃ + 2HCl = CaCl₂ + CO₂ ↑ +H₂O

Реакция обмена происходит, так как выделяется летучее соединение – углекислый газ.

В результате обмена ионами образуется нестойкая угольная кислота, которая распадается на углекислый газ и воду. Реакция между солью и кислотой происходит тогда, когда может образоваться осадок или выделиться газ.

Оборудование: пробирка, штатив для пробирок.

Техника безопасности. Следует соблюдать правила работы с растворами кислот. Избегать попадания кислот и и хлорида бария на кожу и слизистые оболочки.

Взаимодействие металлов с солями

Активные металлы вытесняют из солей менее активные (металлы расположены в порядке убывания активности в ряду напряжений).

Проведем опыт с раствором сульфата меди (II) CuSO₄. В одну колбу с раствором положим кусочки цинка Zn, в другую – стальные кнопки (сталь – сплав на основе железа Fe). Что произойдет через несколько часов? Растворы изменили цвет - значит, сульфата меди там больше не осталось. Активные металлы ‑ цинк и железо заместили медь в сульфате и образовали соли. Цинк и железо окислились, а медь восстановилась.

CuSO₄ + Zn = Zn SO₄ + Cu

CuSO₄ + Fe = Fe SO₄ + Cu

В одной колбе медь выделилась на кнопках, в другой – на кусочках цинка. В колбах были разные металлы, поэтому и осадок меди выглядит по-разному. На цинке медь выделилась в виде рыхлой бурой массы. На железных кнопках осадок меди ‑ более плотный, розового цвета.

Оборудование: колбы.

Техника безопасности. Необходимо осторожное обращение с солями меди. Остерегаться попадания солей меди на кожу и слизистые оболочки

Зависимость электропроводности растворов от концентрации

Электропроводность веществ можно испытать с помощью прибора. Между электродами прибора – напряжение 36 вольт. Когда электроды помещают в вещество, становится ясно, проводит ли это вещество ток. Если вещество проводит электрический ток, цепь замыкается, и лампочка загорается. Если вещество неэлектропроводно, цепь остается разомкнутой, и лампочка не горит. Чем ярче горит лампочка, тем выше электропроводность вещества. Проверим, проводит ли электрический ток концентрированная уксусная кислота. Лампочка не загорается, электропроводность раствора ‑ низкая. Уксусная кислота ‑ слабый электролит. Разбавляем кислоту водой – спираль лампочки начинает накаляться. Разбавление приводит к образованию большего числа токопроводящих частиц ‑ ионов и увеличению проводимости раствора.

СH₃COOН СH₃COO^- + Н⁺

Оборудование: Установка для испытаний веществ на электропроводность (выпрямитель, электроды, лампа накаливания), химические стаканы.

Техника безопасности. Необходимо соблюдать правила работы с кислотами и правила обращения с электроприборами. Опыт проводить с напряжением не более 42 В.

Изменение диссоциации электролитов при различных температурах

Электропроводность веществ можно испытать с помощью прибора. Между электродами прибора – напряжение 36 вольт. Когда электроды помещают в вещество, становится ясно, проводит ли это вещество ток. Если вещество проводит электрический ток, цепь замыкается, и лампочка загорается. Если вещество неэлектропроводно, цепь остается разомкнутой, и лампочка не горит. Чем ярче горит лампочка, тем выше электропроводность вещества.Уксусная кислота – слабый электролит. Это означает, что она лишь частично диссоциирует в растворе и плохо проводит ток. Зависит ли диссоциация, а значит и проводимость электролита от температуры? Раствор при комнатной температуре слабо проводит электрический ток: спираль лампочки не накалена.Горячая уксусная кислота лучше проводит ток – лампочка загорается. Значит, с увеличением температуры в растворе становится больше ионов, диссоциация увеличивается.

СН₃СООН СН₃СОО^- + Н⁺

Оборудование: Установка для испытаний веществ на электропроводность (выпрямитель, электроды, лампа накаливания), химические стаканы, термометр.

Техника безопасности. Необходимо соблюдать правила работы с кислотами и правила обращения с электроприборами. Опыт проводить с напряжением не более 42 В.

Испытание веществ на электрическую проводимость

Электропроводность веществ можно испытать с помощью прибора. Между электродами прибора – напряжение 36 вольт. Когда электроды помещают в вещество, становится ясно, проводит ли это вещество ток. Если вещество проводит электрический ток, цепь замыкается, и лампочка загорается. Если вещество неэлектропроводно, цепь остается разомкнутой, и лампочка не горит.

Испытание твердых веществ. Насыпаем сахар в чашку Петри и подносим к электродам. Лампочка не горит, значит сахар (органическое вещество) не проводит электрический ток. Щелочь ‑ твердый гидроксид натрия (NaOH), тоже не проводит ток. Возьмем поваренную соль - кристаллический хлорид натрия (NaCl). Лампочка не горит. Все испытанные твердые вещества не проводят электрический ток.

Электропроводны ли растворы этих веществ?

Испытание жидкостей. Раствор гидроксида натрия электропроводен: лампочка загорается. Лампочка горит и при испытании раствора поваренной соли. Электропроводен также раствор соляной кислоты (HCl). Все испытанные растворы оказались электролитами. ( Жидкости, проводящие электрический ток, называются электролитами. Электропроводность электролитов обеспечивают ионы .) Проверим, является ли электролитом дистиллированная вода. Лампочка не горит. Ионов в дистиллированной воде совсем немного, поэтому электропроводность воды низкая. Дистиллированная вода – очень слабый электролит. В растворе сахара нет подвижных заряженных частиц. Ток в цепи не идет. Раствор сахара – не электролит. Спирт, как и раствор сахара, не является электролитом.

Оборудование: установка для испытаний веществ на электропроводность (выпрямитель, электроды, лампа накаливания), чашки Петри, стаканы.

Техника безопасности.

Следует соблюдать правила работы с кислотами и щелочами, правила работы с электроприборами. Опыт проводить с напряжением не более 42 В.

Отличие ионов водорода от молекул водорода

Отличаются ли по химическим свойствам ионы водорода от молекул водорода? Приготовим раствор лакмуса. В одну из колб добавим соляной кислоты (HCl). Соляная кислота содержит ионы водорода. Фиолетовый раствор лакмуса под действием ионов водорода становится красным. А молекулы водорода повлияют ли на окраску лакмуса? Опустим в колбу с лакмусом газоотводную трубку: пусть молекулы водорода попадут в колбу из пробирки, где происходит реакция кислоты с цинком. Окраска лакмуса не меняется. Значит, ионы водорода H⁺ и молекулы водорода H₂ – не одно и то же, их свойства различны.

HC1 → H⁺ + C1^-

Zn + 2HC1 = ZnC1₂ + H₂ ↑

Оборудование: колбы, пипетка, пробирка, газоотводная трубка.

Техника безопасности. Следует соблюдать правила работы с кислотами.

Электропроводность расплава

Электропроводность веществ можно испытать с помощью прибора. Между электродами прибора – напряжение 36 вольт. Когда электроды помещают в вещество, становится ясно, проводит ли это вещество ток. Если вещество проводит электрический ток, цепь замыкается, и лампочка загорается. Если вещество неэлектропроводно, цепь остается разомкнутой, и лампочка не горит. Проводит ли ток расплав гидроксида натрия (NaOH)? Твердую щелочь нагреем до плавления. Поднесем расплав к электродам. Лампочка загорается. Значит, расплав щелочи проводит электрический ток.

Токопроводящий расплав – это электролит. (Жидкости, проводящие электрический ток, называются электролитами. Электропроводность электролитов обеспечивают ионы.) При плавлении щелочи ионы освобождаются и становятся подвижными. Расплав щелочи проводит электрический ток.

NaOH → Na⁺ + OH^-

Оборудование: установка для испытаний веществ на электропроводность (выпрямитель, электроды, лампа накаливания), спиртовка, фарфоровая чашка, держатель.

Техника безопасности.

Требуется особая осторожность при работе с расплавленной щелочью. Работать только в защитных очках или с применением защитного экрана. Соблюдать правила обращения с нагревательными приборами и электроприборами. Опыт проводить с напряжением не более 42 В.

Реакции ионного обмена, идущие с выделением газа

Проведем реакцию ионного обмена карбоната натрия Na₂CO₃ с соляной кислотой HCl. Часто реакции ионного обмена с участием карбонатов происходят с выделением газа и поэтому необратимы. Приготовим два стакана: один с раствором карбоната натрия, другой - с сухим карбонатом натрия. Добавим раствор соляной кислоты.

Na₂CO₃ + 2HCl = CO₂ ↑ + H₂O + 2NaCl

В обоих стаканах бурно выделяется углекислый газ – происходит необратимая реакция ионного обмена.

Оборудование: химические стаканы, шпатель.

Техника безопасности. Следует соблюдать правила работы с растворами кислот. Избегать попадания кислот на кожу и слизистые оболочки.

Реакции ионного обмена, идущие с образованием ярко-окрашенных солей

Некоторые соли и основания имеют яркую окраску. Получим такие вещества, проведя реакции обмена.

Для определения железа (III) в растворах часто используется реакция с роданидом калия.

Продукт реакции – роданид железа – имеет кроваво-красную окраску. В нашем опыте из-за высокой концентрации ионов железа (III) цвет раствора получился темно-красным.

FeCl₃ + 3KNCS = Fe(NCS)₃ + 3KCl

Хромат-ион определяется в растворе ионами бария, осадок хромата бария – ярко-желтого цвета.

BaCl₂ + K₂CrO₄ = BaCrO₄↓+ 2KCl

Ион никеля (III), соединяясь с раствором щелочи, образует светло-зеленый осадок гидроксида никеля.

NiSO₄ + 2NaOH = Ni(OH)₂ ↓ + Na₂SO₄

При действии щелочи на ион меди (III) образуется голубой осадок гидроксида меди.

CuSO₄ + 2NaOH = Cu(OH)₂ ↓ + Na₂SO₄

Эти и другие реакции, сопровождающиеся образованием ярко-окрашенных продуктов, используются для определения ионов в растворах.

Оборудование: пробирки, штатив для пробирок.

Техника безопасности.

Требует осторожного обращения с растворами щелочей, растворами хромата калия, солей никеля, меди.

Реакция нейтрализации

Кислота и щелочь в растворе обмениваются ионами и взаимно нейтрализуют друг друга. В стакане раствор щелочи - гидроксида натрия. Индикатор фенолфталеин поможет следить за ходом реакции – добавим его к раствору гидроксида натрия. В щелочной среде фенолфталеин ‑ малиновый. Приливаем разбавленную соляную кислоту. Фенолфталеин обесцветился - среда стала нейтральной. Кислота содержат катионы водорода, а щелочь – гидроксид-ионы, которые объединяются в нейтральную малодиссоциированную молекулу воды.

NaOH + HCl = NaCl + H₂O

В стакане образовался водный раствор поваренной соли - реакция нейтрализации завершилась.

Оборудование: химический стакан.

Техника безопасности. Следует соблюдать правила работы с растворами кислот и щелочей. Избегать попадания кислот и щелочей на кожу и слизистые оболочки.

Гидролиз солей

Всегда ли нейтральны водные растворы солей? Вода – нейтральна, потому что содержит ионы водорода и ионы гидроксила в равных количествах.

H₂O = H⁺ + OH^–

Смещается ли равновесие при растворении в воде солей? Напомним, что при избытке ионов водорода H⁺ среда получается кислой, при избытке ионов гидроксила OH^– ‑ щелочной. Соли состоят состоят из двух ионов: катиона – положительно заряженного иона и аниона – отрицательно зараженного иона. Кислоты и основания бывают слабыми, малорастворимыми, и сильными ‑ растворимыми. Если соль образована равными по силе кислотой и основанием, раствор такой соли нейтрален. Когда силы неравны - кислотность определяет сильнейший. Например, силикат натрия Na₂SiO₃ – соль сильного основания – едкого натра NaOH и слабой кремниевой кислоты H₂SiO_3.. При растворении в воде силиката натрия среда становится щелочной. Лакмус окрашивается в синий цвет.

Na₂SiO₃ + H₂O NaHSiO₃ + NaOH

SiO₃^2‑ + HOH HSiO₃ ^‑+ OH^‑

Раствор сульфата натрия Na₂SO₄ – нейтрален, эта соль образована сильным основанием – едким натром NaOH и сильной серной кислотой H₂SO_4. Лакмус не меняет цвет.

Раствор карбоната натрия Na₂CO₃ имеет щелочную реакцию, соль образована сильным основанием – едким натром NaOH и слабой угольной кислотой H₂CO₃. Лакмус регистрирует щелочную реакцию.

Na₂CO₃+ HOH NaHCO₃+ NaOH

CO₃^2‑ + HOH HCO₃ ^‑+ OH^‑

Раствор хлорида натрия NaCl, соли сильного основания NaOH и сильной соляной кислоты HCl, нейтрален. Лакмус не меняет цвет.

Сульфат цинка ZnSO₄ – соль слабого основания - гидроксида цинка Zn(OH)₂ и серной кислоты H₂SO₄. Сильная серная кислота определяет реакцию раствора сульфата цинка - лакмус краснеет. При растворении в воде сульфата цинка образуется малорастворимый гидроксид цинка, который связывает ионы гидроксила воды, оставляя в избытке ионы водорода.

2ZnSO₄ + 2HOH (ZnOH)₂SO₄ + H₂SO₄

Zn²⁺ + HOH ZnOH ⁺ + H⁺

Хлорид аммония NH₄Cl – соль слабого основания гидрата аммиака NH₃··H₂О и сильной соляной кислоты HCl. Лакмус становится красным, указывая на кислую реакцию раствора хлорида аммония.

NH₄Cl + HOH NH₄OH + HCl

NH₄⁺ + HOH NH₄OH + H⁺

Мы наблюдали результат растворения солей в воде - гидролиза солей, и убедились в том, что водные растворы солей не всегда нейтральны. Растворы могут быть и кислыми, и щелочными. Все зависит от соотношения сил кислоты и основания, составляющих соль.

Оборудование: пробирки, штатив для пробирок.

Техника безопасности. Опыт безопасен.

Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой

Три разные соли: карбонат натрия, сульфид натрия и сульфит натрия имеют общий признак – эти соли образованы сильным основанием и слабыми кислотами. Фенолфталеин в пробирках с растворами этих солей становится розовым. Это значит, что в пробирках – щелочная среда. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой, гидролизуются с образованием щелочи.

Na₂CO₃ + HOH ↔ NaOH + NaHCO₃

CO₃ ^2‑+ HOH ↔ OH ^- + HCO₃^‑

Na₂S + HOH ↔ NaOH + NaHS

S ^2‑+ HOH ↔ OH^‑ + HS^-

Na₂SO₃ + HOH ↔ NaOH + NaHSO₃

SO₃ ^2‑+ HOH ↔ OH^‑ + HSO₃^‑

Оборудование: пробирки, штатив для пробирок.

Техника безопасности. Опыт безопасен.

Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой

Возьмем для опыта растворы сульфата меди (II), сульфата цинка и хлорида алюминия.

Эти соли образованы сильными кислотами и слабыми основаниями. Лакмус в пробирках становится красным.

Это значит, что в пробирках кислая среда. Соли сильных кислот и слабых оснований гидролизуются с образованием кислоты.

2СuSO₄ +2H₂O ↔ (Cu OH)₂SO₄ + H₂SO₄

Cu²⁺ + H₂O ↔CuOH ⁺ + H⁺

2ZnSO₄ +2H₂O ↔ (Zn OH)₂SO₄ + H₂SO₄

Zn²⁺ + H₂O ↔ZnOH ⁺ + H⁺

AlCI₃ + H₂O ↔ Al(OH)CI₂ + HCl

Al³⁺ + H₂O ↔ Al(OH)²⁺ + H⁺

Оборудование: пробирки, штатив для пробирок.

Техника безопасности. Необходимо осторожное обращение с солями меди. Остерегаться попадания солей меди на кожу и слизистые оболочки.

Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой

Возможно ли получить реакцией обмена карбонат железа FeCl₃, соль слабого основания и слабой кислоты? Сделаем попытку и прильем к раствору хлорида железа FeCl₃ раствор карбоната натрия Na₂CO₃. Выделяется углекислый газ CO₂ и выпадает бурый осадок нерастворимого гидроксида железа (III) Fe(OH)_3.

2FeCl₃+3Na₂CO₃ + 3H₂O = 2 Fe(OH)₃ ↓+ 6 NaCl + 3 CO₂↑

Нам не удалось получить карбонат железа (III) из растворов. Эта соль не существует в водном растворе, потому что взаимодействует с водой. При взаимодействии с водой – гидролизе - образуется нерастворимый гидроксид железа и угольная кислота, которая распадается с образованием углекислого газа. Происходит полный гидролиз соли. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, полностью гидролизуются, то есть взаимодействуют с водой, переставая существовать.

Оборудование: химический стакан.

Техника безопасности. Опыт безопасен.

Усиление гидролиза солей при нагревании

Сульфит натрия Na₂SO₃– соль сильного основания и слабой кислоты. Фенолфталеин становится малиновым в растворе этой соли, потому что сульфит натрия гидролизуется с образованием щелочи.

Na₂SO₃ + HOH ↔ NaOH + NaHSO₃

SO₃ ^2‑+ HOH ↔ OH^‑ + HSO₃^‑

Как влияет на гидролиз нагревание раствора? Перед нагреванием разбавим раствор. Затем нагреем раствор в пробирке. Малиновая окраска раствора сульфита натрия становится более интенсивной. Значит, содержание щелочи в пробирке увеличивается. Очевидно, что гидролиз с ростом температуры усиливается.

Оборудование: пробирка, держатель пробирок, спиртовка, химические стаканы.

Техника безопасности. Следует также соблюдать правила работы с нагревательными приборами.

Взаимодействие хлора с органическими красителями

Многие органические красители под действием хлора обесцвечиваются. Это свойство хлора используется для отбеливания тканей. Нальем в стакан органического красителя синего цвета. Опустим в раствор полоску хлопчатобумажной ткани. Извлечем ткань из раствора красителя. Избыток раствора удалим, поместив ткань на лист фильтровальной бумаги. Поместим окрашенную ткань в сосуд с хлором. Через некоторое время ткань обесцвечивается. Обесцвечивает красители не сам хлор, а кислород, выделяющийся при распаде хлорноватистой кислоты. Хлорноватистая кислота образуется в результате взаимодействия хлора с водой:

Cl₂ + H₂O HCI + HCIO

HCIO HCI + O

Окрашенное сухое полотно в хлоре не обесцвечивается.

Оборудование: цилиндр стеклянный, стакан химический, стеклянная палочка, керамическая или стеклянная пластинка.

Техника безопасности. Соблюдать правила работы с ядовитыми газами. Опыт проводить только под тягой.

Взаимодействие брома с алюминием

Бром в обычных условиях - тяжелая красно-бурая жидкость. Бром - единственный жидкий неметалл. Бром ядовит, имеет резкий, неприятный, удушливый запах. Бром по свойствам сходен с хлором, но менее активен. легко испаряется, образуя бурые пары. В круглодонную колбу нальем немного брома. Опустим в колбу кусочек алюминиевой фольги. Закроем колбу пробкой с хлоркальциевой трубкой, в которую насыпан активированный уголь. Уголь служит для поглощения паров брома. Через некоторое время алюминий раскаляется и энергично сгорает с образованием бромида алюминия.

2AI + 3 Br₂ = 2 AIBr₃

Оборудование: колба круглодонная, хлоркальциевая трубка с адсорбентом ( активированный уголь), пробка, штатив.

Техника безопасности. Соблюдать правила работы с жидким бромом. Использовать резиновые перчатки при переливании брома. Переливание брома проводить только под тягой.

Взаимодействие галогенидов с хлорной водой

Хлор вытесняет бром и иод из их соединений. Проверим это. Приготовим пробирки с растворами иодида калия, хлорида натрия, бромида натрия. В каждую из пробирок добавляем равный объем хлорной воды. В пробирке с иодидом калия выделился иод,

2KI + Cl₂ = I₂ + 2KCl

в пробирке с бромидом натрия – бром.

2NaBr + Cl₂ = Br₂ + 2NaCl

Мы убедились в том, что хлор вытесняет иод и бром из их солей. В пробирке с хлоридом натрия, конечно, никаких изменений не произошло. Иод и бром в промышленности получают действием хлора на иодиды и бромиды.

Оборудование: пробирки, штативы для пробирок.

Техника безопасности. Опыт безопасен.

Взаимодействие хлора с водородом

Хлор обладает высокой химической активностью. Он активно взаимодействует с неметаллами. Получим водород в аппарате Киппа. Откроем газовый кран аппарата. Кислота из верхнего резервуара аппарата поступает в нижний резервуар и, соприкасаясь с цинком, выделяет водород. Проверим водород на чистоту. Для этого наполним пробирку водородом. Подожжем водород, находящийся в пробирке. Поднесем пробирку с горящим водородом к газоотводной трубке. Водород, выходящий из трубки, загорается. Опустим газоотводную трубку с горящим водородом в цилиндр, наполненный хлором. Водород продолжает гореть в хлоре. Окраска хлора постепенно исчезает: хлор сгорает. При этом образуется газ хлороводород:

H₂ + CI₂ =2HCI

Поднесем к цилиндру влажную синюю лакмусовую бумагу. Она становится красной: растворяясь в воде, хлороводород образует соляную кислоту.

Оборудование: цилиндр, аппарат Киппа, пробирка, горелка, газоотводная трубка.

Техника безопасности. Соблюдать правила работы с горючими и ядовитыми газами. Перед поджиганием водорода необходимо обязательно проверить его чистоту.

Взаимодействие хлора с железом

Нагретое железо хорошо взаимодействует с хлором. Нагреем железную проволоку (спираль) в пламени горелки и опустим ее в сосуд, наполненный хлором. В цилиндре появляется бурый дым, состоящий из кристаллов хлорида железа (III).

2 Fe + 3 CI₂ = 2 FeCI₃

 

Оборудование: цилиндр, тигельные щипцы, керамическая или стеклянная пластинка, горелка.

Техника безопасности. Соблюдать правила работы с ядовитыми газами. Опыт проводить только под тягой.

Взаимодействие хлора с калием

Хлор активно взаимодействует со щелочными металлами. Кусочек калия извлечем из керосина, на фильтровальной бумаге очистим его от керосина и оксидной пленки. Положим кусочек калия в железную ложку для сжигания веществ и осторожно нагреем. Калий загорается на воздухе. Опустим ложку с калием в сосуд с хлором. Калий энергично сгорает в атмосфере хлора.

2 К + CI₂ = 2 КCI

Образуется белый дым хлорида калия.

Оборудование: цилиндр, тигельные щипцы, керамическая или стеклянная пластинка, горелка, скальпель, пинцет, ложка для сжигания веществ, фильтровальная бумага.

Техника безопасности. Соблюдать правила работы с ядовитыми газами. Опыт проводить только под тягой.

Взаимодействие хлора с медью

Даже малоактивные металлы энергично взаимодействуют с хлором. Нагреем пучок медной проволоки в пламени горелки и внесем ее в цилиндр, наполненный хлором. Медь раскаляется, взаимодействует с хлором, с кончика проволоки на дно цилиндра начинает капать расплавленный хлорид меди (II):

Сu + CI₂ = CuCI₂

Оборудование: цилиндр, тигельные щипцы, керамическая или стеклянная пластинка, горелка.

Техника безопасности. Соблюдать правила работы с ядовитыми газами. Опыт проводить только под тягой.

Взаимодействие хлора с фосфором

В обычных условиях хлор – газ желто-зеленого цвета, обладает резким удушливым запахом. Хлор очень ядовит, поражает дыхательные пути. Хлор приблизительно в 2,5 раза тяжелее воздуха. Большая плотность хлора позволяет собирать газ способом вытеснения воздуха. При этом сосуды держат отверстием вверх. Хлор обладает высокой химической активностью. Особенно энергично хлор реагирует с красным фосфором. В ложку для сжигания веществ помещаем немного красного фосфора. Опускаем ложку с фосфором в цилиндр, наполненный хлором. Происходит самовозгорание фосфора. Фосфор горит слабым зеленоватым пламенем. На стенках цилиндра оседают хлориды фосфора. В зависимости от соотношения реагирующих веществ, в результате может получаться хлорид фосфора ( III ) или хлорид фосфора (V ).

2P + 3CI₂ = 2PCI₃

2P + 5CI₂ = 2PCI₅

Оборудование: цилиндр, ложка для сжигания веществ, керамическая или стеклянная пластинка.

Техника безопасности. Опыт следует проводить под тягой. Соблюдать правила работы с ядовитыми газами. Опыт проводить только под тягой.

Взаимодействие хлора со скипидаром

Хлор энергично реагирует также с органическими соединениями. Нагреем в пробирке скипидар. И смочим им стеклянную вату. Кусочек ваты опускаем в цилиндр, наполненный хлором. Происходит вспышка – скипидар загорается.

C₁₀H₁₆ + 8CI₂ = 16HCI + 10С

Стенки цилиндра покрываются сажей - в таком виде выделяется углерод.

Оборудование: цилиндр, тигельные щипцы, керамическая или стеклянная пластинка, стекловата.

Техника безопасности. Соблюдать правила работы с ядовитыми газами и горючими жидкостями. Опыт проводить под тягой.

Возгонка йода

При обычных условиях йод – твердое вещество с молекулярной кристаллической решеткой. (При нормальных условиях: фтор и хлор — газы, бром — жидкость, йод и астат — твёрдые вещества.) Молекулы йода двухатомны I₂. Когда молекулы улетучиваются с поверхности жидкости – это называется испарением. Когда молекулы улетучиваются с поверхности твердого вещества - это называется возгонкой. И при испарении, и при возгонке получаются пары. Фиолетовый дым - это пары йода, на наших глазах при легком нагревании происходит возгонка йода: переход из твердого состояния в газообразное, минуя жидкое. Пары йода поднимаются и оседают на более холодных стенках пробирки в верхней ее части.

Здесь снова образуется твердый йод. Твердый йод становится жидким при 113^оС, жидкий йод закипает при 184 ^оС.

Оборудование: спиртовка, шпатель, штатив, пробирка.

Техника безопасности. Соблюдать правила обращения с нагревательными приборами. Не следует вдыхать пары йода во избежание поражения слизистых оболочек.

Качественная реакция на йод

Молекулярный йод I₂ можно обнаружить при помощи крахмала. В нашем стакане – крахмальный клейстер. Капля йода окрашивает крахмальный клейстер в синий цвет. Присутствие йода заметно по посинению крахмала, это качественная реакция на йод. Если аптечным йодом капнуть на срез картошки – он станет синим. Картофель содержит крахмал.

Оборудование: химические стаканы, стеклянная палочка.

Техника безопасности. Опыт безопасен.

Качественные реакции на хлорид-, бромид- и йодид-ионы

Галогенид-ионы можно определить с помощью нитрата серебра AgNO₃.

Приготовим пробирки с иодидом калия KI, бромидом натрия NaBr, хлоридом натрия NaCl. Добавляем нитрат серебра. В пробирках появляются творожистые осадки нерастворимых галогенидов серебра. Осадок хлорида серебра - белого цвета

NaCl + AgNO₃ = AgCl↓ + NaNO₃

Осадок бромида серебра -бледно-желтого цвета

NaBr + AgNO₃ = AgBr↓+ NaNO₃

Осадок иодида серебра - желтого цвета.

KI + AgNO₃ = AgI↓+ KNO3

Реакция с нитратом серебра – качественная реакция на хлорид-, бромид- и иодид-ионы.

Оборудование: пробирки, штатив для пробирок.

Техника безопасности. Необходимо соблюдать осторожность при работе с раствором нитрата серебра.

Получение йодида алюминия

Галогены и металлы активно взаимодействуют. Пример - реакция соединения йода с алюминием.

2Al + 3I₂ = 2AlI₃

Порошок алюминия смешаем с порошком йода. Реакция не идет. Плотная окисная пленка на алюминии тормозит процесс. Добавим катализатор - капельку воды - начинается бурная реакция. Вода взаимодействует с йодом, образовавшиеся йодсодержащие кислоты растворяют защитную окисную пленку алюминия – металл начинает бурно реагировать с йодом. Реакция проходит с выделением теплоты, поэтому непрореагировавший йод нагревается и возгоняется ‑ образуются фиолетовые пары йода

Оборудование: фарфоровые чашка и ступка, стальная пластинка, шпатель, пипетка.

Техника безопасности. Опыт необходимо проводить под тягой.

Получение соляной кислоты (практическая работа)

Соляная кислота HCl получается при растворении газа хлороводорода воде.

Хлороводород можно получить действием концентрированной серной кислоты на поваренную соль.

NaCl + H₂SO₄ = HCl ↑ + Na₂HSO₄

Направим поток хлороводорода в пробирку с водой. Этот газ легко растворяется в воде: до 450 объемов хлороводорода - в одном объеме воды. В пробирке образуется соляная кислота – раствор хлороводорода в воде.

Оборудование: пробирка, штатив для пробирок, пробирка с газоотводной трубкой, штатив, химические стаканы, воронка.

Техника безопасности. Соблюдать правила работы с нагревательными приборами. Необходима особая осторожность при работе с концентрированной серной кислотой. Недопустимо попадание выделяющегося хлороводорода в дыхательные пути. Опыт следует проводить под тягой.

Получение хлора

В обычных условиях хлор – газ желто-зеленого цвета, обладает резким удушливым запахом, очень ядовит, поражает дыхательные пути. Хлор приблизительно в 2,5 раза тяжелее воздуха. Большая плотность хлора позволяет собирать его способом вытеснения воздуха, при этом сосуды держат отверстием вверх. В лаборатории хлор получают из перманганата калия и концентрированной соляной кислоты. В колбу Вюрца поместим кристаллы перманганата калия. Закроем колбу пробкой с капельной воронкой. В воронку нальем соляную кислоту. Газоотводную трубку поместим в цилиндр. Откроем кран капельной воронки и прильем соляную кислоту. Сразу же начинается энергичное выделение хлора.

2KMnO₄ + 16 HCI = 2KCI + 2MnCI₂ + 5CI₂ + 8H₂O

Хлор постепенно заполняет цилиндр, вытесняя из него воздух.

Оборудование: колба Вюрца, цилиндр стеклянный, газоотводные трубки, штатив, капельная воронка, горелка.

Техника безопасности. Опыт следует проводить под тягой. Соблюдать правила работы с ядовитыми газами. Опыт проводить только под тягой.

Получение хлора и растворение его в воде

Хлор можно получить действием концентрированной соляной кислоты на перманганат калия.

KMnO₄ + 16НCl (конц.) = 2MnCl₂ + 5Cl₂↑+ 8 H₂O + 2KCl

Хлор – это газ, который легко растворяется в воде: при комнатной температуре два объема газа растворяются в одном объеме воды. Направим выделяющийся хлор в пробирку с водой. При растворении хлора в воде, получается хлорная вода.

Оборудование: штатив, пробирка с газоотводной трубкой, капельная воронка, штатив для пробирок, пробирка, фильтровальная бумага, воронка, шпатель.

Техника безопасности. Следует соблюдать правила обращения с концентрированными кислотами. Чрезвычайно опасно вдыхать выделяющийся хлор. Опыт необходимо проводить под тягой.

Распознавание растворов хлорида натрия, бромида натрия и иодида калия (практическая работа)

Как различить растворы хлорида натрия NaCl, бромида натрия NaBr и иодида калия KI. По цвету осадков, образующихся при действии нитрата серебра. Отливаем в три пробирки пробы растворов и добавляем раствор нитрата серебра AgNO₃. Выпадают осадки разных цветов. В пробирке с раствором хлорида натрия образуется белый творожистый осадок хлорида серебра

NaCl + AgNO₃ = AgCl↓ + NaNO₃

с раствором бромида натрия – желтоватый осадок бромида серебра

NaBr + AgNO₃ = AgBr↓ + NaNO₃

с иодидом калия – желтый осадок иодида серебра

KI + AgNO₃ = AgI↓ + NaNO₃ .

Оборудование: колбы с растворами, пробирки, штатив для пробирок.

Техника безопасности. Требуется осторожное обращение с раствором нитрата серебра. Остерегаться попадания раствора на кожу и на слизистые оболочки.

Растворение стекла в плавиковой кислоте

Плавиковая кислота – это раствор фтороводорода в воде. Название «плавиковая» происходит от названия минерала - плавикового шпата (СаF₂), из которого получают фтороводород. Свойства плавиковой кислоты во многом отличаются от свойств других кислот. Уникальной особенностью плавиковой кислоты является способность растворять стекло. Поэтому плавиковую кислоту хранят не в стеклянной посуде, а в сосудах из пластика или в стеклянной посуде, покрытой слоем парафина. В пластиковый стакан наливаем раствор плавиковой кислоты. Помещаем в раствор тонкую стеклянную трубочку. Трубочка так тонка, что понадобится груз, чтобы зафиксировать момент ее растворения. Через некоторое время трубочка растворяется, и груз падает на дно стакана. Способность плавиковой кислоты растворять стекло объясняется тем, что фтороводород реагирует с оксидом кремния, входящим в состав стекла. В реакции образуется фторид кремния

4 HF + SiO₂ = SiF₄ + 2 H₂O.

Плавиковая кислота используется для нанесения на стеклянные изделия рисунков, надписей, меток, а также для полировки стекла.

Оборудование: стакан полипропиленовый, штатив, стеклянный капилляр, свинцовый груз.

Техника безопасности. Соблюдать особую осторожность при работе с плавиковой кислотой. Опыт проводить только под тягой. Не допускать попадания плавиковой кислоты на кожу.

Растворимость иода в воде и спирте

Вещество переходит в раствор, когда частицы растворенного вещества (молекулы или ионы) равномерно распределяются между молекулами растворителя. Растворителями могут быть разные жидкости. Например, вода: на основе воды получаются водные растворы. Или спирт: на основе спирта - спиртовые растворы. Всем нам знаком аптечный иод - это спиртовой раствор иода, раствор для дезинфекции ран. А растворяется ли иод в воде? В пробирках - кристаллики иода. В первую пробирку добавляем воды. Во вторую - этиловый спирт. В воде иод растворяется плохо, а в спирте – хорошо.

Оборудование: спиртовка, шпатель, штатив, пробирки, штатив для пробирок.

Техника безопасности. Не следует вдыхать пары иода во избежание поражения слизистых оболочек. Соблюдать правила обращения с нагревательными приборами.

Травление стекла фтороводородом

Фтороводород при комнатной температуре - газ с резким запахом, дымит на воздухе. Фтороводород реагирует с оксидом кремния, входящим в состав стекла и образует фторид кремния.

4 HF + SiO₂ = SiF₄ + 2 H₂O

Получим фтороводород. Для этого в в пластиковую кювету насыпаем немного фторида натрия. Затем приливаем концентрированную серную кислоту. Сразу же выделяется фтороводород.

2NaF + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2HF

Закроем кювету крышкой, к которой прикреплена стеклянная пластина. Через пять минут откроем крышку. Извлечем стекло и промоем водой. Стекло стало матовым. Этот процесс используется для получения матовых стекол.

Оборудование: кювета пластиковая, стеклянная пластинка, стеклянная палочка, щипцы тигельные, кристаллизатор, стакан, фильтровальная бумага.

Техника безопасности. Соблюдать особую осторожность при работе с фтороводородом. Опыт проводить только под тягой.

Горение железа в кислороде

В кислороде могут гореть даже те вещества, которые не горят на воздухе. Попробуем поджечь железо (Fe). Раскалить железную проволоку нам поможет кусочек угля.

Вначале разогреем уголь на спиртовке, а потом опустим железную проволоку в колбу с кислородом. Для того, чтобы колба не треснула, нужно насыпать на дно речной песок. В атмосфере кислорода уголь раскаляется и нагревает проволоку. Железо загорается, разбрасывая яркие искры окалины. Кислород интенсифицирует процесс горения.

3Fe + 2O₂ = Fe₃O₄

Оборудование: пробирка с газоотводной трубкой, колба, речной песок, стеклянная пластина, щипцы, стальная проволока, уголь древесный, штатив, спиртовка.

Техника безопасности. Следует соблюдать правила обращения с нагревательными приборами.

Горение магния в кислороде

Гореть могут многие металлы. Но активные металлы, например магний, загораются при относительно низких температурах. Подожжем кусочек магния на пламени спиртовки.

В воздухе металл горит. В атмосфере кислорода магний вспыхивает ослепительным белым пламенем.При горении магния выделяются ультрафиолетовые лучи.

Продукт горения магния – белый порошкообразный оксид.

2Mg + O₂= 2MgO

При горении магния выделяется большое количество теплоты, поэтому магний может сам себя разогреть до высоких температур. Для этого необходимо только достаточное количество металла. Свойство магния ярко гореть используется в пиротехнике. Измельченный магний - составляющая смесей для фейерверков. Вспышку магния использовали фотографы 100 лет назад для освещения моделей. Осветительный прибор представлял собой полочку с зеркалом-отражателем, на полочке сгорал порошок магния. Пока магний горел - открывали затвор. Ярко освещенный объект получался контрастным на фотографии. Магний - очень легкий металл, в 1,5 раза легче алюминия и в 4,5 раза легче железа.

Оборудование: пробирка с газоотводной трубкой, колба, стеклянная пластина, щипцы, штатив, спиртовка.

Техника безопасности.

Соблюдать меры пожарной безопасности при работе с горящим магнием.

Горение серы в кислороде

Кислород активно взаимодействует с горючими веществами, например с серой (S). Желтый порошок серы помещаем в ложку для сжигания веществ и разогреваем на пламени спиртовки. Сера горит. Но на воздухе горение почти незаметно. Опустим горящую серу в колбу с кислородом – окисления серы становится интенсивным. Сера горит ярким синим пламенем; при горении образуется сернистый газ SO₂.

S + O₂= SO₂

Сера - мистическое вещество. В древности ее использовали для совершения обрядов. В Библии сказано, что в аду горит сера. Теперь мы знаем, как это выглядит.

Оборудование: пробирка с газоотводной трубкой, колба, стеклянная пластина, пинцет, ложка для сжигания веществ, штатив, спиртовка.

Техника безопасности. Опыт следует проводить под тягой. Следует соблюдать правила обращения с нагревательными приборами. Не допускать попадания горящей серы на рабочую поверхность стола. Не вдыхать выделяющийся сернистый газ

Горение угля в кислороде

Кислород активно взаимодействует со многими веществами. Посмотрим, как реагирует кислород с углем. Для этого раскалим кусочек угля на пламени спиртовки. На воздухе уголь едва тлеет, потому что кислорода в атмосфере около двадцати процентов по объему. В колбе с кислородом уголь раскаляется. Горение углерода становится интенсивным. При сгорании углерода образуется углекислый газ:

С+О₂= СО₂

Добавим в колбу с газом известковую воду – она мутнеет. Известковая вода обнаруживает углекислый газ. Вспомните, как разжигают гаснущий костер. Дуют на угли или интенсивно обмахивают их для того, чтобы увеличить подачу кислорода в зону горения.

Оборудование: пробирка с газоотводной трубкой, колба, стеклянная пластина, пинцет, ложка для сжигания веществ, штатив, спиртовка.

Техника безопасности. Следует соблюдать правила обращения с нагревательными приборами.

Горение фосфора в кислороде

Красный фосфор энергично сгорает в кислороде. Подожжем порошок фосфора и опустим в колбу с кислородом.

В кислороде фосфор горит ослепительным белым пламенем.

Выделяется белый дым ‑ это оксид фосфора P₂O₅ или фосфорный ангидрид (оксид фосфора V).

4P + 5O₂ = 2P₂O₅

Фосфорный ангидрид (оксид фосфора V) в виде порошка оседает на стенках колбы. Красный и белый фосфор - аллотропные модификации фосфора; существуют, но менее известны фиолетовый и черный фосфор.

В переводе с греческого "фосфор" - светящийся, светоносный. Свечение - свойство белого фосфора.

Оборудование: пробирка с газоотводной трубкой, колба, стеклянная пластина, пинцет, ложка для сжигания веществ, штатив, спиртовка.

Техника безопасности. Опыт следует проводить под тягой. Следует соблюдать правила обращения с нагревательными приборами. Не допускать попадания горящего фосфора на рабочую поверхность стола. Не вдыхать выделяющийся дым фосфорного ангидрида.

Получение кислорода

Кислород (O₂) в лаборатории получают разложением перманганата калия KMnO₄ (марганцовки). Для опыта понадобится пробирка с газоотводной трубкой. В пробирку насыпаем кристаллический перманганат калия. Для сбора кислорода приготовим колбу. При нагревании перманганат калия начинает разлагаться, выделяющийся кислород поступает по газоотводной трубке в колбу. Кислород тяжелее воздуха, поэтому не покидает колбу и постепенно заполняет ее. Тлеющая лучинка вспыхивает в колбе: значит нам удалось собрать кислород.

2 KMnO₄ = K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂ ↑

Чистый кислород впервые получили независимо друг от друга шведский химик Шееле (при прокаливании селитры) и английский ученый Пристли (при разложении оксидов ртути и свинца). До их открытия ученые считали, что воздух ‑ однородная субстанция. После открытия Шееле и Пристли Лавуазье создал теорию горения и назвал новый элемент Oxygenium (лат.) – рождающий кислоту, кислород. Кислород - необходим для поддержания жизни. Человек может выдержать без кислорода всего несколько минут.

2Na₂O₂ + 2CO₂ = 2Na₂CO₃ + O₂↑

4KO₂ + 2CO₂ = 2K₂CO₃ + 3O₂↑

Оборудование: пробирка с газоотводной трубкой, колба, штатив, спиртовка, шпатель, лучина.

Техника безопасности. Следует соблюдать правила обращения с нагревательными приборами. Недопустимо попадание органических веществ в перманганат калия. Избегать прямого контакта кожи и слизистых оболочек с кристаллами перманганата калия.

Получение озона и его определение

Озон – газ с резким запахом, тяжелее воздуха. В лаборатории его получают взаимодействием охлажденной концентрированной серной кислоты с пероксидом бария. Для определения озона приготовим смесь растворов крахмала и йодида калия. Пропитаем этой смесью фильтровальную бумагу. Такая бумага называется йодкрахмальной. Поместим пероксид бария в серную кислоту. Происходит бурная реакция с выделением озона. Опустим в стакан йодкрахмальную бумажку. Она синеет. Это доказывает, что в результате взаимодействия пероксида бария с кислотой выделяется озон. Озон взаимодействует с йодидом калия с выделением свободного йода. Выделившийся йод окрашивает крахмал в синий цвет.

3H₂SO₄ + 3BaO₂ = 3BaSO₄ + O₃ + 3H₂O

O₃ + 2KI + H₂O = I₂ + 2KOH + O₂

Оборудование: стакан химический, кристаллизатор, стеклянная палочка.

Техника безопасности. Опыт проводить только под тягой. Соблюдать правила работы с концентрированными кислотами.

Состав воздуха

Сделать приблизительную оценку, сколько кислорода (O₂) по объему содержится в воздухе, можно с помощью несложного опыта. Опускаем в сосуд с водой плавающую свечу. Поджигаем ее и накрываем цилиндром. Цилиндр размечен на пять равных частей. Пока в цилиндре есть кислород ‑ свеча горит. При горении кислород расходуется, и вода в цилиндре поднимается. Свеча гаснет, когда кислорода в цилиндре не остается. Уменьшился ли объем воздуха в цилиндре? Вода поднялась примерно на одно деление, то есть объем воздуха сократился примерно на одну пятую часть*. Мы увидели, что одна пятая часть воздуха – кислород.

*Следует учесть, что воздух внутри сосуда при сгорании свечи нагревается. Кроме того, выделившийся при горении кислорода углекислый газ имеет некоторый объем. Убыль объема при горении кислорода в некоторой степени компенсируется этими факторами. Поэтому наблюдается несколько меньшее изменение объема.

Оборудование: чашка Петри, свеча, стеклянный цилиндр.

Техника безопасности. Требуется соблюдение мер пожарной безопасности.

Взаимодействие серы с медью

Медь - неактивный металл. Но при повышенных температурах она активно взаимодействует с серой. Нагреем серу в пробирке до кипения. Сера плавится и постепенно закипает. Пробирка наполняется бурыми парами серы. Опустим медную проволоку в пробирку. В парах серы медь загорается. Продукт взаимодействия – черный сульфид меди.

Cu + S = CuS

Оборудование: штатив, пробирка, горелка, тигельные щипцы.

Техника безопасности. Опыт следует проводить под тягой. Соблюдать правила работы с горючими веществами и нагревательными приборами.

Взаимодействие серы с натрием

Натрий - активный щелочной металл. Во избежание окисления и взаимодействия с парами воды натрий хранят в керосине. Небольшой кусочек натрия помещает в ступку с порошком серы. Осторожно растираем натрий. Он активно взаимодействует с серой. Продукт реакции – сульфид натрия.

2Na + S = Na₂S

Оборудование: ступка фарфоровая с пестиком, шпатель, скальпель, пинцет, фильтровальная бумага.

Техника безопасности. Опыт следует проводить под тягой. Соблюдать правила работы со щелочными металлами. Во избежании химических ожогов обернуть руку полотенцем

Взаимодействие серы с цинком

Цинк менее активен по сравнению с натрием. Для протекания реакции с серой необходимо нагревание. Смесь порошков серы и цинка поджигаем. Смесь энергично сгорает с образованием сульфида цинка.

Zn + S = ZnS

Оборудование: шпатель, огнезащитная прокладка, горелка, лучина.

Техника безопасности. Соблюдать правила работы с нагревательными приборами. Опыт проводить под тягой.

Получение пластической серы

Сера – кристаллическое вещество. В кристаллах молекулы всегда расположены в строгом порядке. Сера, измельченная в порошок, сохраняет кристаллическую структуру. Нагреем порошок серы. Сера плавится при температуре 120 градусов и становится легко подвижной желтой жидкостью. При дальнейшем повышении температуры сера начинает темнеть, превращается в темно-бурую, вязкую жидкость – пластическую серу. При быстром охлаждении в воде сера сохраняет пластические свойства. Пластическая сера с течением времени кристаллизуется и твердеет.

Оборудование: пробирка, штатив для пробирок, шпатель, химический стакан, спиртовка, держатель для пробирок.

Техника безопасности. Соблюдать правила обращения с нагревательными приборами. Не допускать попадания расплавленной серы на поверхность стола. При возгорании серы тушить пламя речным песком.

Получение сероводорода и изучение его свойств

Сероводород – токсичный бесцветный газ с запахом тухлых яиц. Сероводород (H₂S) в лаборатории можно получить нагреванием смеси парафина с серой. В пробирку помещаем кусочек парафина и желтый порошок серы, закрываем пробкой с газоотводной трубкой и нагреваем на пламени спиртовки. Выделяющийся сероводород можно обнаружить с помощью влажной универсальной индикаторной бумаги: под действием сероводорода она краснеет. Раствор сероводорода в воде – очень слабая кислота. Пропускаем сероводород через холодную дистиллированную воду. Сероводород частично растворяется, образуется сероводородная вода. Лакмус краснеет в сероводородной воде, это действительно слабая кислота. Качественная реакция на сульфид ион – реакция с ионами свинца, мы проведем похожую ‑ реакцию с ионами меди. При добавлении сульфата меди к сероводородной воде выпадает черный осадок сульфида меди.

CuSO₄ + H₂S = CuS ↓+ H₂SO₄

Так же выглядит осадок сульфида свинца. По черному осадку сульфида свинца можно обнаружить сульфид-ион.

Оборудование: пробирки, газоотводная трубка, штатив, штатив для пробирок, шпатель, щипцы, фарфоровые тигли, спиртовка, держатель для пробирок.

Техника безопасности. Следует соблюдать правила обращения с ядовитыми газами. Опыт необходимо проводить в вытяжном шкафу. Соблюдать правила обращения с нагревательными приборами.

Получение сернистой кислоты

Сернистую кислоту можно получить растворением сернистого газа в воде. Для получения сернистого газа понадобится концентрированная серная кислота и медь: в пробирку с концентрированной серной кислотой поместим кусочек меди и нагреем раствор.

Cu + 2H₂SO₄ = CuSO₄ + SO₂↑ + H₂O

Направим ток сернистого газа в пробирку с водой. При растворении сернистого газа частично происходит реакция с водой, и образуется слабая сернистая кислота.

SO₂ + H₂O = H₂SO₃

Пропуская сернистый газ через воду, мы получили сернистую кислоту. Сернистый газ в огромных количествах выделяется из недр Земли у действующих вулканов. Сернистый газ раздражает слизистые оболочки дыхательных путей, вызывает их воспаление, потерю аппетита, в больших концентрациях ‑ потерю сознания. Поэтому обращаться с сернистым газом нужно, соблюдая все меры предосторожности.

Оборудование: пробирки, газоотводная трубка, штатив, штатив для пробирок, пинцет, спиртовка.

Техника безопасности. Опыт необходимо проводить под тягой. Соблюдать правила обращения с нагревательными приборами. Необходима особая осторожность при работе с концентрированной серной кислотой. Следует соблюдать правила работы с концентрированными кислотами.

Недопустимо вдыхание выделяющегося сернистого газа.

Свойства сернистой кислоты

Раствор сернистой кислоты H₂SO₃ обладает восстановительными свойствами. Сернистая кислота взаимодействует с раствором йода, обесцвечивая его. При этом образуются йодоводородная и серная кислоты.

H₂SO₃ + I₂ + H₂O = H₂SO₄ + 2НI

Как и все кислоты, сернистая кислота меняет цвет растворов индикаторов. Метиловый оранжевый в растворе кислоты становится красным. В старину дамские соломенные шляпки отбеливали сернистой кислотой. Раствор сернистой кислоты отбеливает ткани из растительного материала, шерсти, шелка.

Оборудование: пробирки, газоотводная трубка, штатив, штатив для пробирок, пинцет, спиртовка.

Техника безопасности. Опыт необходимо проводить под тягой. Соблюдать правила обращения с нагревательными приборами. Недопустимо вдыхание выделяющегося сернистого газа.

Взаимодействие серной кислоты с металлами

Разбавленная и концентрированная серные кислоты ведут себя по-разному. Разбавленная серная кислота ведет себя, как обычная кислота. Активные металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода вытесняют водород из разбавленной серной кислоты. Мы видим пузырьки водорода при добавлении разбавленной серной кислоты в пробирку с цинком.

H₂SO₄ + Zn = Zn SO₄ + H₂ ↑

Медь стоит в ряду напряжений после водорода – поэтому разбавленная серная кислота не действует на медь. Как поведут себя цинк и медь в концентрированной серной кислоте?

Цинк, как активный металл, может образовывать с концентрированной серной кислотой сернистый газ, элементарную серу, и даже сероводород.

2H₂SO₄ + Zn = SO₂↑ +ZnSO₄ + 2H₂O

Медь - менее активный металл. При взаимодействии с концентрированно серной кислотой восстанавливает ее до сернистого газа.

2H₂SO_{4 конц.} + Cu = SO₂↑ + CuSO₄ + 2H₂O

Итак, в пробирках с концентрированной серной кислотой мы наблюдаем выделение сернистого газа.

Оборудование: пробирки, штатив для пробирок.

Техника безопасности. Следует соблюдать правила работы с растворами кислот.

Сернистый газ ядовит, опыт следует проводить под тягой.

Гигроскопичность серной кислоты

Концентрированная серная кислота жадно набирает воду отовсюду и способна для этого даже разрушать молекулы. Древесина состоит из множества органических веществ, среди которых – целлюлоза (C₆H₇O₂(OH)₃)_n . Концентрированная серная кислота разрушает органические молекулы, отнимая водород и кислород – составляющие воды. Разрушение органических молекул сопровождается выделением свободного углерода. Поэтому лучинка при соприкосновении с концентрированной серной кислотой чернеет, обугливается. Кислота ведет себя, как обезвоживающий агент. Если поставить открытую емкость концентрированной серной кислотой в помещении, через некоторое время объем жидкости заметно увеличится: кислота будет притягивать влагу из воздуха.

Оборудование: химический стакан, деревянная лучинка.

Техника безопасности. Следует соблюдать правила работы с концентрированными кислотами.

Качественная реакция на сульфит- и сульфат-ионы

Сера образует ряд кислот. Соли серной кислоты H₂SO₄ называют сульфатами, сернистой H₂SO₃ – сульфитами. Качественная реакция на сульфат и сульфит-ионы – реакция с растворимой солью бария. Возьмем растворы сульфата и сульфита натрия и добавим в пробирки раствор хлорида бария.

BaCl₂ + Na₂SO₃ = BaSO₃↓ + 2NaCl

BaCl₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄↓ + 2NaCl

В двух пробирках появляются белые кристаллические осадки сульфата бария и сульфита бария. Как различить эти осадки? При добавлении раствора азотной кислоты осадок сульфита бария растворяется, а осадок сульфата бария остается без изменения.

BaSO₃+ 2HNO₃ = Ba(NO₃ )₂ +SO₂ ↑ +H₂O

Оборудование: пробирки, штатив для пробирок.

Техника безопасности. Следует соблюдать правила работы с растворами кислот. Хлорид бария – ядовитое вещество, остерегаться попадания раствора на кожу и слизистые оболочки.

Разбавление серной кислоты

Разбавление кислоты ‑ приготовление раствора меньшей концентрации. Раствор меньшей концентрации содержит большее количество воды. Однако ни в коем случае при разбавлении нельзя добавлять воду в кислоту. Существует строгое правило: лить кислоту в воду! Нарушение этого правила может привести к несчастному случаю. Дело в том, что при приготовлении растворов часто происходит их разогрев. При приготовлении растворов серной кислоты происходит сильный разогрев. В нашем опыте при добавлении небольшого количества концентрированной серной кислоты температура поднимается до 90 градусов! Представьте, что будет, если добавить воду в кислоту. Вода, попав в массу концентрированной кислоты, моментально разогреется до кипения - произойдет выброс кислоты.Особенно опасна кислота для глаз и слизистых оболочек. Поэтому правила техники безопасности при приготовлении растворов – правила сохранения жизни и здоровья. На производстве при составлении растворов мастера надевают резиновые сапоги и перчатки, резиновые фартуки и защитные очки. И всегда кислоту льют в воду, а не наоборот.

Оборудование: химические стаканы, термометр.

Техника безопасности. Следует соблюдать правила работы с концентрированными кислотами.

Распознавание растворов хлорида бария, сульфата натрия и серной кислоты (практическая работа).

Отберем в пробирки пробы растворов. Лакмус покажет нам, в какой из пробирок кислота. Лакмус стал красным во второй пробирке. Для того чтобы подтвердить наличие кислоты в этой пробирке, опустим в раствор гранулу цинка. Выделяется газ. Во второй пробирке – серная кислота. Оставшиеся два раствора испытаем хлоридом бария. В пробирке с сульфатом натрия должен появиться белый осадок сульфата бария.

Na₂SO₄+ BaCl₂ = 2NaCl + BaSO₄↓

В колбе номер один находится сульфат натрия. В последней пробирке должен быть хлорид бария. Убедимся в этом с помощью серной кислоты. Серная кислота с хлоридом бария дает белый осадок сульфата бария.

H₂SO₄+ BaCl₂ = BaSO₄↓ + 2HCl

В колбе номер три – хлорид бария.

Оборудование: пробирки, штатив для пробирок, колбы, пинцет, пипетки.

Техника безопасности. Соблюдать правила работы с кислотами. Хлорид бария – ядовитое вещество, остерегаться попадания раствора на кожу и слизистые оболочки.

Реакция серной кислоты с органическими веществами

Концентрированная серная кислота H₂SO₄ жадно поглощает воду и способна даже разрушать молекулы, чтобы "достать" воду из органических соединений. Возьмем сахар – это органическое вещество сахароза. C₁₂H₂₂O_11. Молекула сахарозы состоит из атомов углерода, водорода и кислорода. Добавим в сахарную пудру воды и прильем концентрированную серную кислоту. Через несколько секунд начинается бурная реакция.

Выделяется уголь и газы: сернистый SO₂ и углекислый CO₂. Газы вспучивают смесь, и она поднимается в стакане. Кислота ведет себя, как дегидратирующий агент – вещество, отбирающее воду из соединений, и как окислитель.

Оборудование: химические стаканы, пипетка, мензурка, дистиллированная вода.

Техника безопасности. Следует соблюдать правила работы с растворами кислот. Выделяющиеся газы ядовиты, опыт следует проводить под тягой.

Взаимодействие аммиака с концентрированными кислотами

Посмотрим, как аммиак NH₃ взаимодействует с концентрированными кислотами – соляной HCl, азотной HNO₃ и серной H₂SO₄. Приготовим стаканы с концентрированным раствором аммиака. При добавлении соляной кислоты к раствору аммиака появляется белый дым - выделяется соль - хлорид аммония.

NH₃ ^.H₂O + HCl = NH₄Cl↑ + H₂O

Добавление азотной кислоты в стакан с аммиаком приводит к появлению белого нитрата аммония.

NH₃ ^.H₂O + HNO₃ = NH₄ NO₃↓ + H₂O

При добавлении серной кислоты появляются белые кристаллы сульфата аммония.

2NH₃ ^.H₂O + H₂SO₄ = (NH₄)₂SO₄↓ + 2H₂O

Аммиак взаимодействует со всеми растворимыми в воде кислотами с образованием солей аммония

Оборудование: химические стаканы.

Техника безопасности. Опыт следует проводить под тягой. Соблюдать правила работы с концентрированными кислотами и щелочами.

Горение аммиака в кислороде

Аммиак на воздухе не горит. Но в чистом кислороде он сгорает, окисляясь до азота. В колбу нальем 50 мл концентрированного раствора аммиака и закроем пробкой с горелкой для сжигания газов. Осторожно нагреем раствор аммиака и подадим в горелку кислород. Поднесем зажженную лучинку к отверстию горелки. Аммиак загорается и горит желтовато- зеленым пламенем.

4NH₃ + 3O₂= 2N₂ + 6H₂O

Оборудование: газометр, колба, горелка универсальная, газоотводные трубки.

Техника безопасности. Опыт следует проводить под тягой. Соблюдать правила работы с горючими газами. При поджигании аммиака сначала пускают ток аммиака, а затем ток кислорода.

Дым без огня — взаимодействие аммиака с хлороводородом

Аммиак реагирует с кислотами с образованием солей.

При взаимодействии с кислотами аммиак образует соли аммония. В одной из колб – раствор аммиака. В другой колбе - концентрированная соляная кислота. Соединяем колбы - появляется густой белый дым - это выделяется хлорид аммония. При взаимодействии аммиака и соляной кислоты происходит реакция с образованием соли - хлорида аммония.

NH₃ + HCl = NH₄Cl

Оборудование: колбы.

Техника безопасности. Опыт следует проводить под тягой. Соблюдать правила работы с концентрированными кислотами.

Качественная реакция на аммиак

В пробирке - раствор аммиака. Влажная лакмусовая бумажка становится синей, потому что водный раствор аммиака – слабое основание. Фенолфталеин подтверждает это - становится малиновым в растворе аммиака. Стеклянная палочка смочена в концентрированной соляной кислоте. Вносим ее в атмосферу аммиака - появляется густой белый дым, это выделяется хлорид аммония. Так можно обнаружить аммиак.

NH₃ + HCl = NH₄Cl

Оборудование: пробирки, штатив для пробирок, химический стакан, стеклянная палочка, лакмусовая бумага.

Техника безопасности. Следует соблюдать правила работы с концентрированными кислотами.

Окисление аммиака в присутствии оксида хрома

Аммиак легко окисляется кислородом в присутствии некоторых катализаторов: например, платины или оксида хрома (III). В большую колбу нальем несколько миллилитров концентрированного раствора аммиака. В ложку для сжигания веществ поместим дихромат аммония: при разложении дихромата аммония получается оксид хрома. Нагреем дихромат аммония на пламени горелки и опустим в колбу. Дихромат разлагается: частицы раскаленного оксида хрома разлетаются в стороны, в колбе появляется бурый газ - диоксид азота. В присутствии оксида хрома аммиак окисляется кислородом воздуха до моноксида азота, который в избытке кислорода окисляется до бурого диоксида азота.

4NH₃ + 5O₂ =4NO + 6H₂O

2NO + O₂ =2NO₂

Оборудование: колба плоскодонная, ложка для сжигания веществ, чашка Петри, шпатель, горелка.

Техника безопасности. Соблюдать правила работы с аммиаком. Не наклоняться над колбой при внесении в нее оксида хрома (III).

Получение азота разложением нитрита аммония

Азот в лаборатории получают при взаимодействии насыщенных растворов хлорида аммония и нитрита натрия. Образующийся в результате реакции обмена нитрит аммония легко разлагается с образованием азота и воды. В колбу нальем раствор хлорида аммония, а капельную воронку раствор нитрита натрия. При приливании нитрита натрия в колбу начинается выделение азота. Сначала реакция идет медленно, затем ускоряется. Соберем выделяющийся азот в цилиндр. Это бесцветный газ, мало растворимый в воде. Горящая лучинка в атмосфере азота гаснет. Оставим цилиндр открытым, через некоторое время опять внесем зажженную лучинку в цилиндр. Лучинка продолжает гореть. Азот улетучился из цилиндра. Азот немного легче воздуха.

NaNO₂ + NH₄Cl = NaCl + NH₄NO₂

NH₄NO₂ = N₂ + 2H₂O

Оборудование: колба Вюрца, капельная воронка, газоотводная трубка, лучина, цилиндр стеклянный, кристаллизатор, стеклянная пластина, горелка, штатив.

Техника безопасности. Соблюдать правила работы с нагревательными приборами.

Получение аммиака (практическая работа)

Аммиак можно получить нагреванием смеси соли ‑ хлорида аммония и гидрооксида кальция. При нагревании смеси происходит реакция образования соли, аммиака и воды.

2NH₄Cl + Ca(OH)₂ = 2NH₃ ↑ + CaCl₂ + 2H₂O

Тщательно разотрем ступкой смесь соли и основания и нагреем смесь. Собираем выделяющийся газ в пробирку (аммиак - легкий газ и пробирку нужно перевернуть). Влажная лакмусовая бумажка синеет в присутствии аммиака. Получение аммиака - первая стадия производства соединений азота: удобрений, взрывчатых веществ. В промышленных условиях аммиак получают из азота воздуха и водорода при повышенной температуре и повышенном давлении.

Оборудование: фарфоровая чашка, ступка, шпатель, штатив, пробирка, газоотводная трубка, держатель для пробирок, спиртовка, фильтровальная бумага, воронка, лакмусовая бумага.

Техника безопасности. Опыт следует проводить под тягой. Необходимо соблюдать правила обращения с твердыми щелочами, растворами кислот, газообразным аммиаком.

Растворение аммиака в воде

Растворяется ли газообразный аммиак (NH₃) в воде? Получим аммиак нагреванием смеси хлорида аммония и гидрооксида кальция.

2NH₄Cl + Ca(OH)₂ = 2NH₃↑ + CaCl₂ + 2H₂O

Собираем газ в пробирку. Убедимся в присутствии аммиака при помощи влажной лакмусовой бумажки - она действительно синеет. Стараясь не выпустить газ, опустим пробирку в воду. Аммиак - чемпион среди газов по способности растворяться в воде. При 20 градусах один объем воды поглощает до 700 объемов аммиака. Добавляем фенолфталеин ‑ раствор становится малиновым, так как при растворении аммиака частично образуется гидрат аммиака NH₄OH.

NH₃ + H₂O = NH₄OH

Оборудование: спиртовка, штатив, пробирки, газоотводная трубка, фильтровальная бумага, цилиндр, лакмусовая бумага.

Техника безопасности. Следует соблюдать правила работы с твердыми щелочами и газообразным аммиаком. Опыт необходимо проводить под тягой.

Взаимодействие безводной азотной кислоты с белым фосфором

Безводная азотная кислота – сильный окислитель. Поэтому она легко взаимодействует с красным и белым фосфором. Реакция с белым фосфором протекает очень бурно. Иногда она сопровождается взрывом. В небольшую пробирку осторожно нальем немного азотной кислоты. В целях безопасности поместим пробирку в стакан. Осушим кусочек белого фосфора и бросим в пробирку с кислотой. Через несколько секунд белый фосфор расплавляется и энергично сгорает. Продуктами взаимодействия белого фосфора с кислотой являются метафосфорная кислота, оксиды азота и вода.

Р₄ + 20 НNО₃ = 4 НРО₃ + 20 NО₂ + 8 Н₂О

Оборудование: стакан толстостенный, закрепленная в стакане пробирка, пинцет, скальпель, фильтровальная бумага.

Техника безопасности. Опыт должен проводиться под тягой и в защитных перчатках. Соблюдать правила обращения с концентрированными кислотами и с белым фосфором. Не допускать попадания фосфора на кожу.

Взаимодействие безводной азотной кислоты с углем

Многие горючие вещества энергично взаимодействуют с азотной кислотой. Нальем в стакан немного азотной кислоты. Подожжем лучину, дадим ей немного погореть. На кончике лучины образовался уголек. Опустим тлеющий уголек в азотную кислоту. Наблюдается яркое горение угля и выделение бурых паров диоксида азота.

С + 4 НNО₃ = СО₂ + 4 NО₂ + 2 Н₂О

Оборудование: стакан химический, горелка, лучина.

Техника безопасности. Опыт следует проводить под тягой. Соблюдать правила обращения с концентрированными кислотами.

Взаимодействие безводной азотной кислоты со скипидаром

Безводная азотная кислота - очень сильный окислитель. Многие органические вещества при соприкосновении с азотной кислотой загораются. Поэтому обращаться с безводной азотной кислотой нужно очень осторожно. Как и концентрированная соляная кислота, безводная азотная кислота дымит на воздухе. Безводная азотная кислота - непрочное соединение: даже на свету она легко разлагается на оксиды азота, кислород и воду. Поэтому безводная азотная кислота легко окисляет многие вещества. Оксиды азота придают безводной азотной кислоте желтый цвет. Небольшое количество азотной кислоты нальем в фарфоровую чашку и поместим чашку в большой стакан. Накроем стакан картонным кругом с отверстием в центре. Пипеткой прильем скипидар в стакан. При попадании скипидара в азотную кислоту происходит самовозгорание скипидара.

Оборудование: стакан химический, чашка фарфоровая, пипетка, фильтровальная бумага.

Техника безопасности. Опыт следует проводить под тягой. Соблюдать правила обращения с концентрированными кислотами и горючими жидкостями.

Окислительные свойства азотной кислоты

Азотная кислота реагирует почти со всеми металлами, за исключением золота и платины. Это кислота с ярко выраженными свойствами окислителя. Приготовим две пробирки с раствором азотной кислоты. Положим в первую цинк, во вторую - медь.

Цинк реагирует с сильно разбавленной азотной кислотой с выделением аммиака.

4Zn + 9HNO₃ = NH₃ ↑ + 4Zn(NO₃)₂ + 3H₂O

Влажная лакмусовая бумажка синеет у горлышка пробирки, указывая на присутствие аммиака. Медь реагирует с раствором азотной кислоты с выделением монооксид азота.

3Cu + 8HNO₃ = NO ↑ + 3Cu(NO₃)₂+ 4H₂O

Концентрированная азотная кислота – еще более сильный окислитель.В пробирки с концентрированной азотной кислотой поместим цинк и медь. Цинк и медь бурно реагируют с концентрированной азотной кислотой с образованием растворимых солей и выделением бурого газа – диоксида азота.

Zn + 4HNO₃ = 2NO₂↑ + 2H₂O + Zn(NO₃)₂

Cu + 4HNO₃ = 2NO₂↑ + 2H₂O + Cu(NO₃)₂

При взаимодействии с большинством металлов концентрированная азотная кислота восстанавливается до диоксида азота. Некоторые активные металлы, например алюминий, не реагируют с азотной кислотой из-за плотной оксидной пленки, образующейся на поверхности металла. Для того чтобы показать активность алюминия, опустим алюминиевую проволоку в раствор соляной кислоты. Алюминий энергично взаимодействует с соляной кислотой с выделением водорода.

2Al + 6HCl = 3H₂↑ + 2AlCl₃

Затем эту же проволоку опускаем в концентрированную азотную кислоту. Тот час же на поверхности алюминия образуется тончайшая оксидная пленка, которая препятствует взаимодействию металла с кислотой.

Оборудование: пробирки, штатив для пробирок, лакмусовая бумага.

Техника безопасности. Соблюдать правила работы с азотной кислотой, не допускать попадания кислоты на кожу и слизистые оболочки. Выделяющиеся оксиды азота – ядовиты, опыт следует проводить под тягой.

Распознавание растворов соляной, азотной и серной кислот (практическая работа).

В пронумерованных колбах – растворы соляной HCl, азотной HNO₃ и серной кислот H₂SO₄. Приготовим пробы растворов.

Серную кислоту определим по сульфат-иону. Качественная реакция на сульфат-ион – реакция с хлоридом бария.

H₂SO₄.+ BaCl₂ = BaSO₄↓ + 2HCl

Во второй пробирке выпадает осадок сульфата бария, значит в колбе номер два – серная кислота. Соляную кислоту можно определить по иону хлора качественной реакцией с нитратом серебра.

HCl + AgNO₃ = AgCl↓ + HNO₃

В пробирке с соляной кислотой выпадает белый осадок хлорида серебра. В колбе номер один – соляная кислота. Остается убедиться в том, что в последней пробе – азотная кислота. Опустим в пробирку кусочек меди и нагреем раствор. Образуется голубой раствор нитрата меди и выделяется бурый газ – диоксид азота.

4HNO₃ + Cu = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ +2H₂O

В колбе номер три – азотная кислота.

Оборудование: колбы, пробирки, штатив для пробирок, спиртовка.

Техника безопасности. Опыт следует проводить под тягой. Соблюдать правила работы с кислотами, раствором нитрата серебра и хлорида бария, не допускать попадания на кожу этих веществ. Соблюдать правила обращения с нагревательными приборами

Термическое разложение нитрата калия

При термическом разложении нитратов щелочных металлов выделяется кислород, и образуются нитриты. Нагреем нитрат калия в пробирке. При плавлении начинается разложение соли, а значит и выделение кислорода.

2КNO₃ = 2KNO₂ + O₂

Не прерывая нагревания, бросим в расплавленную соль раскаленный уголек. Раскаленный уголек не гаснет на поверхности нитрата – кислород поддерживает горение угля. Когда уголек сгорит, отставим горелку, разместим под пробиркой поднос с речным песком и бросим в пробирку несколько кусочков серы.

Поднос с речным песком необходим для пожарной безопасности.

Сера ярко вспыхивает в выделяющемся кислороде. Горение серы в кислороде происходит с выделением большого количества теплоты, пробирка плавится.

Мы убедились в том, что при термическом разложении нитратов щелочных металлов выделяется кислород.

Оборудование: пробирка, штатив, чашка с песком, пинцет, горелка.

Техника безопасности. Соблюдать правила работы с нагревательными приборами. Опыт проводить под тягой. Под пробиркой обязательно поставить сосуд с речным песком.

Гидролиз фосфида кальция

Кусочки фосфида кальция вместе с остатками разбитой пробирки помещаем в кристаллизатор с водой. Сразу же начинается взаимодействие фосфида кальция с водой. Выделяется газ фосфин с примесями дифосфина (Р₂Н₄).

Са₃Р₂ + 6 Н₂О = 2РН₃ + 3 Са(ОН)₂

Происходит самовозгорание дифосфина. Фосфин также сгорает на воздухе с образованием фосфорного ангидрида (оксид фосфора (V)).

2РН₃ + 4 О₂ = Р₂О₅ + 3Н₂О

Над водой вспыхивают небольшие огоньки горящего фосфина. Фосфин образуется при разложении некоторых органических соединений, содержащих фосфор. Этим объясняется появление «Блуждающих огней» на старых кладбищах и болотах.

Оборудование: ступка фарфоровая с пестиком, кристаллизатор, пинцет.

Техника безопасности. Опыт проводить только под тягой, так как фосфин ядовит.

Горение белого фосфора под водой

Белый фосфор горит в кислороде. Удивительно, что это может происходить и под водой. Нагреем фосфор в пробирке с водой до начала плавления фосфора. Подадим кислород в пробирку с расплавленным фосфором. Соприкоснувшись с пузырьками кислорода, белый фосфор загорается.

P₄ + 5O₂ = 2 P₂O₅

Оборудование: газометр, стакан химический, пробирка.

Техника безопасности. Опыт следует проводить под тягой. Соблюдать правила обращения с белым фосфором. Не допускать попадания белого фосфора на кожу.

Качественная реакция на фосфат-ион

Фосфат натрия Na₃PO₄ содержит фосфат-ион - кислотный остаток фосфорной кислоты. К раствору фосфата натрия добавим нитрат серебра.

Na₃PO₄ + 3AgNO₃= Ag₃PO₄ ↓ +3 NaNO₃

Ион серебра и фосфат-ион образуют нерастворимое вещество желтого цвета ‑ фосфат серебра. Реакция образования желтого фосфата серебра ‑ качественная реакция на фосфат-ион, реакция, которая позволяет обнаружить фосфат-ион в растворе.

Оборудование: пробирки, штатив для пробирок.

Техника безопасности. Следует соблюдать правила работы с кислотами, раствором нитрата серебра

Получение фосфида кальция

Красный фосфор при нагревании взаимодействует с активными металлами. Смешаем опилки кальция с порошком красного фосфора. Поместим смесь в стеклянную трубку. Нагреем смесь. Взаимодействие фосфора с кальцием сопровождается вспышками. В результате реакции образуется фосфид кальция – твердое вещество светло-коричневого цвета.

3Ca + 2P = Ca₃P₂

Часть красного фосфора при нагревании и от теплоты протекающей реакции превращается в белый фосфор. Пары белого фосфора загораются при выходе из трубки.

Оборудование: штатив, трубка стеклянная, горелка, палочка стеклянная.

Техника безопасности. Соблюдать правила обращения с белым фосфором. Не допускать попадания белого фосфора на кожу. Опыт проводить под тягой.

Превращение красного фосфора в белый.

В одно колено сосуда Ландольта поместим немного красного фосфора. Закроем отверстие сосуда плотным комком ваты. Закрепим сосуд Ландольта в штативе. Нагреем колено. Через некоторое время наблюдаем, как белый фосфор конденсируется на холодных стенках второго колена. Цвет фосфора не белый, а оранжевый, что обусловлено примесями красного фосфора. После остывания сосуда опускаем в него металлическую проволоку. Частицы белого фосфора загораются на воздухе.

Оборудование: сосуд Ландольта, горелка, штатив, вата.

Техника безопасности. Опыт следует проводить под тягой. Соблюдать правила обращения с белым фосфором. Не допускать попадания белого фосфора на кожу. После проведения опыта залить сосуд Ландольта насыщенным раствором медного купороса.

Распознавание растворов фосфата натрия, нитрата аммония и нитрата натрия (практическая работа).

В пронумерованных колбах растворы фосфата натрия Na₃PO₄, нитрата аммония NH₄NO₃ и нитрата натрия NaNO₃. Отбираем пробы растворов. Лакмусовая бумажка должна стать красной в растворе нитрата аммония. Соль сильной кислоты и слабого основания ‑ нитрат аммония ‑ гидролизуется с образованием кислоты. В колбе номер два – нитрат аммония. Раствор нитрата серебра AgNO₃ поможет определить, в какой из оставшихся двух пробирок находится фосфат натрия. Нитрат серебра с фосфатом натрия образует желтый нерастворимый фосфат серебра.

3AgNO₃ + Na₃PO₄ = 2NaNO₃ + Ag₃PO₄ ↓

В колбе номер три – фосфат натрия. Осталось убедиться в том, что в колбе номер один – нитрат натрия. К пробе раствора из этой колбы добавляем немного концентрированной серной кислоты, кусочек медной стружки и нагреваем. Образуется голубой раствор нитрата меди и выделяется бурый диоксид азота.

4NaNO₃+Cu + 2H₂SO₄ = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ ↓ + 2Na₂SO₄ + 2H₂O

В колбе номер один ‑ действительно нитрат натрия.

Оборудование: пробирки, штатив для пробирок, колбы, держатель для пробирок, лакмусовая бумага.

Техника безопасности. Соблюдать правила работы с кислотами, раствором нитрата серебра. Особо осторожно обращаться с концентрированной серной кислотой. Не вдыхать выделяющиеся оксиды азота.

Свечение белого фосфора в темноте

Фосфор был открыт впервые гамбургским алхимиком Брандом в 1669 году. Сначала этот элемент называли «холодным пламенем», а затем дали название «фосфор», что означает» светоносный». Белый фосфор нерастворим в воде, но хорошо растворяется в некоторых органических растворителях - четыреххлористом углероде, бензине. Наносим кисточкой на бумагу раствор фосфора в бензине. Бензин быстро испаряется и на бумаге появляется светящаяся линия. Свечение объясняется медленным окислением фосфора кислородом воздуха. При этом химическая энергия переходит в световую энергию. Такое явление называют «хемилюминесценцией».

P₄ + 5O₂ = 2 P₂O₅

Оборудование: фильтровальная бумага, кисточка.

Техника безопасности. Соблюдать правила обращения с белым фосфором. Не допускать попадания белого фосфора на кожу.

Сравнение температур воспламенения белого и красного фосфора

Красный фосфор – это порошок. Белый фосфор – воскообразное вещество. Белый и красный фосфор – аллотропные модификации фосфора. (Как алмаз и графит – модификации углерода). Под действием света белый фосфор превращается в красный, поэтому для хранения белого фосфора используют емкости темного стекла. Белый фосфор хранят под водой, во избежание окисления. Покажем, что белый фосфор более активен, чем красный. Попробуем поджечь белый и красный фосфор в одинаковых условиях. На металлической пластине в равном удалении от горелки разместим белый и красный фосфор.

Условия для этих веществ одинаковы. Температура воспламенения белого фосфора – 36- 60 градусов (зависит от концентрации кислорода). В то время как температура воспламенения красного фосфора – 240 градусов. Через короткое время белый фосфор загорается.

P₄ + 5O₂ = 2 P₂O₅

С красным фосфором ничего не происходит. Мы увидели, что аллотропные модификации фосфора имеют не только разные физические свойства, но и разную химическую активность. Внимание! Белый фосфор - ядовитое вещество.

Белый фосфор настолько активен, что может загореться прямо на коже.

Оборудование: тигельные щипцы, металлическая линейка, шпатель, пинцет, скальпель, фильтровальная бумага, горелка.

Техника безопасности. Опыт следует проводить под тягой. Белый фосфор ядовит. Соблюдать правила обращения с белым фосфором. Не допускать попадания белого фосфора на кожу.

Определение состава минеральных удобрений.

Определение минеральных удобрений основано на качественных реакциях на ионы, входящие в их состав. Нитрат-ион в натриевой селитре NaNO₃ определяют взаимодействием раствора натриевой селитры с концентрированной серной кислотой и медью. При нагревании этого раствора выделяется бурый газ – диоксид азота.

2NaNO₃ + Cu + 2H₂SO₄ = 2NO₂↑ + CuSO₄+ Na₂SO₄+ 2H₂O

Суперфосфат содержит в своем составе дигидрофосфат кальция Ca(H₂PO₄)₂. Приготовим вытяжку раствора суперфосфата и прильем к ней раствор нитрата серебра. Выпадает желтый осадок фосфата серебра. Приведем уравнение одной из возможных реакций:

Ca(H₂PO₄)₂ + 3AgNO₃ = Ag₃PO₄ ↓ + Ca HPO₄ + 3HNO₃

Оборудование: пробирки, штатив для пробирок, колбы, держатель для пробирок, спиртовка, фильтровальная бумага, шпатели.

Техника безопасности.

Соблюдать правила работы с кислотами, раствором нитрата серебра. Особо осторожно обращаться с концентрированной серной кислотой. Не вдыхать выделяющиеся оксиды азота. Соблюдать правила работы с нагревательными приборами.

Распознавание минеральных удобрений (практическая работа)

Известно, что в неподписанных чашках находятся минеральные удобрения: сульфат аммония, суперфосфат, нитрат натрия и сильвинит. Нам предстоит подписать чашки.

1.Приготовим раствор первого неизвестного минерального удобрения. Отберем в пробирки пробы этого раствора. В первую пробирку добавляем концентрированную серную кислоту (H₂SO₄) и медь (Cu) – реакция не идет. Значит, нитрат-ионов (NO₃^- ) в растворе нет. Во вторую пробирку добавляем раствор хлорида бария (BaCl₂) – выпадает белый осадок. Следовательно, в испытуемом растворе присутствуют сульфат-ионы (SO₄^2-).

SO₄^2- + BaCl₂ = BaSO₄↓ + 2Cl^-

В третью пробирку наливаем раствор щелочи и нагреваем его. Влажная универсальная индикаторная бумага становится синей у отверстия пробирки. Это значит, что выделяется аммиак (NH₃). В испытуемом растворе присутствуют ионы аммония (NH₄⁺).

NH₄ + NaOH = NH₃ ↑ +Na⁺ + H₂O

В четвертую пробирку добавляем раствор нитрата серебра AgNO₃ – изменений не происходит. Это значит, что хлор-ионов (Cl^-) и фосфат-ионов (PO₄^3-) в растворе нет. Мы обнаружили в пробах сульфат-ионы и ионы аммония. Следовательно, определяемое удобрение – сульфат аммония (NH₄)₂SO₄.

2. Приступим к анализу второго неизвестного удобрения. Приготовим раствор удобрения и пробы этого раствора. В первую пробирку добавим концентрированную серную кислоту и медь – появился бурый газ.

2NO₃^- + 2H₂SO₄ + Cu = 2NO₂ ↑ + CuSO₄ + SO₄^2‑ + 2H₂O

Следовательно, в растворе присутствуют нитрат-ионы (NO₃^- ). Во вторую пробирку добавим раствор хлорида бария BaCl₂ – изменений не происходит. Это значит, что сульфат-ионов (SO₄^2-). в исследуемом растворе нет. К третьей пробе добавим раствор щелочи и нагреем пробирку. Влажная универсальная индикаторная бумага не меняет свой цвет. Это значит, что ионов аммония (NH₄⁺) в пробе нет. В четвертую пробирку добавляем раствор нитрата серебра AgNO₃ – изменений не происходит. Хлорид-ионов (Cl^-) и фосфат-ионов (PO₄^3-) в растворе нет. Мы обнаружили только нитрат-ионы. Следовательно, анализируемое удобрение является нитратом натрия NaNO₃.

3. Приготовим раствор третьего неизвестного удобрения и отберем пробы. К первой пробе добавляем серную кислоту H₂SO₄ и медь Cu: изменений не происходит. Нитрат-ионов (NO₃^- ) в пробе нет. Раствор хлорида бария BaCl₂ обнаруживает присутствие сульфат-ионов SO₄^2-: выпадает белый осадок сульфата бария.

SO₄^2- + BaCl₂ = BaSO₄ ↓ + 2Cl^-

К третьей пробе добавляем раствор щелочи и нагреваем. Влажная универсальная индикаторная бумага у отверстия пробирки не меняет свой цвет. Это значит, что ионов аммония (NH₄) в пробе нет. В четвертой пробирке при добавлении раствора нитрата серебра выпадает желтый осадок. Это свидетельствует о присутствии в пробе фосфат-ионов.

PO₄^3- + 3AgNO₃ = Ag₃PO₄↓ + 3NO₃^-

Следовательно, анализируемое удобрение является суперфосфатом.

4. Приготовим раствор четвертого неизвестного удобрения и отберем пробы раствора. К раствору в первой пробирке добавляем концентрированную серную кислоту H₂SO₄ и медь Cu: реакция не идет. Это значит, что нитрат-ионов (NO₃^- ) в пробе нет. Во вторую пробирку добавляем раствор хлорида бария BaCl₂ – изменений нет. Сульфат-ионы (SO₄^2-) в пробе не обнаружены. Третью пробу анализируем на присутствие ионов аммония (NH₄⁺).. Добавляем щелочь и нагреваем. Влажная универсальная индикаторная бумага не меняет цвет у отверстия пробирки. Значит, ионов аммония в пробе нет. В четвертую пробирку добавляем раствор нитрата серебра AgNO₃ – выпадает белый творожистый осадок. Следовательно, в растворе присутствуют хлорид-ионы.

AgNO₃ + Cl^- = AgCl ↓ + NO₃^-

Мы обнаружили в пробах только хлорид-ионы (Cl^-). Следовательно, анализируемое удобрение является калийной солью, или сильвинитом KCl^.NaCl.

Оборудование: пробирки, штатив для пробирок, колбы, чашки Петри, держатель для пробирок, спиртовка, лакмусовая бумага.

Техника безопасности.

Соблюдать правила работы с кислотами, щелочами, растворами хлорида бария и нитрата серебра. Особо осторожно обращаться с концентрированной серной кислотой. Не вдыхать выделяющиеся оксиды азота.

Адсорбционная способность угля

Адсорбцией называется способность некоторых веществ (адсорбентов) поглощать своей поверхностью другие вещества, с которыми они вступают в соприкосновение. Чем больше поверхность адсорбента, тем больше его адсорбционная способность. Уголь, нагретый до 1000 градусов и обработанный водяным паром, называется активированным. Его адсорбционная способность очень велика. В колбу с парами брома поместим активированный уголь. Бурая окраска паров брома постепенно исчезает. Уголь адсорбирует пары брома.

Оборудование: колба плоскодонная с пробкой.

Техника безопасности. Остерегаться вдыхания паров брома.

Горение магния в углекислом газе

Углекислый газ не поддерживает горение веществ, но некоторые вещества могут гореть в углекислом газе. Наполним колбу углекислым газом. Опустим в нее горящий магний. Магний продолжает гореть. На стенках сосуда оседают черные частицы угля. В ложке для сжигания веществ также видны черные частицы угля. При сгорании магния в углекислом газе образуются уголь и оксид магния.

2Мg + CO₂ = C + 2MgO

Оборудование: колба коническая, ложка для сжигания веществ, Аппарат Киппа, лучина, горелка.

Техника безопасности. Смотреть на пламя горящего магния рекомендуется в темных очках. Соблюдать правила работы с нагревательными приборами.

Получение метана

Метан в лаборатории получают прокаливанием безводного ацетата натрия с натронной известью. Натронная известь представляет собой смесь гидроксида натрия с гидроксидом кальция. Возьмем натронную известь и ацетат натрия, тщательно перемешаем и поместим в пробирку. Закроем пробирку пробкой с газоотводной трубкой. Нагреем смесь. Через некоторое время начинает выделяться метан

CH₃COONa + NaOH = CH₄ + Na₂CO₃

Поджигаем метан. Он горит почти бесцветным пламенем. При горении метана образуется углекислый газ и вода.

CH₄ + 2О₂ = СО₂ + 2 Н₂О

Оборудование: штатив, пробирка с газоотводной трубкой, ступка фарфоровая с пестиком, шпатель, горелка.

Техника безопасности. Соблюдать правила работы с горючими газами и нагревательными приборами.

Получение угарного газа

Угарный газ – это оксид углерода (II). В лаборатории его получают разложением муравьиной кислоты в присутствии серной кислоты. Оксид углерода очень ядовитый газ. Он не имеет запаха. При легком нагревании смеси муравьиной и серной кислот выделяется угарный газ. На воздухе он горит голубым пламенем. При этом образуется углекислый газ.

2 СО + О₂ = 2 СО₂

Углекислый газ можно обнаружить при помощи известковой воды. Стакан, смоченный известковой водой и подержанный над пламенем горящего угарного газа, постепенно мутнеет. На стенках стакана выделяется карбонат кальция.

Оборудование: пробирка с газоотводной трубкой, штатив, горелка.

Техника безопасности. Угарный газ ядовит. Опыт проводить только под тягой. Соблюдать правила работы с концентрированными кислотами.

Тушение пламени углекислым газом

Углекислый газ - газ без цвета и запаха, тяжелее воздуха. Получим углекислый газ в аппарате Киппа. В большой химический стакан поместим металлическую лесенку с зажженными свечами. На дно стакана опустим газоотводную трубку с током углекислого газа. Свечи одна за другой гаснут. Первой гаснет самая нижняя свеча, потом та, что на ступеньку выше. Углекислый газ постепенно заполняет стакан, вытесняя из него воздух. Последней гаснет верхняя свеча.

Оборудование: аппарат Киппа, стакан химический, свечи, металлическая пластина.

Техника безопасности. Соблюдать правила работы с нагревательными приборами

Химические свойства углекислого газа

В атмосфере углекислого газа (CO₂) прекращается горение. Наполним колбу углекислым газом, проведя реакцию карбоната натрия с разбавленной соляной кислотой.

Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + CO₂↑ +H₂O

Углекислый газ задерживается внутри колбы, потому что он тяжелее воздуха. Более легкие газы, например водород, собирают в колбы, перевернутые вверх дном. Лучинка гаснет внутри колбы. Углекислый газ не поддерживает горение.

Мы сталкиваемся с негативным влиянием углекислого газа, когда в помещении становится душно – при дыхании человеческий организм поглощает кислород и выделяет углекислый газ. Допустимое для человека содержание углекислого газа – около 3%. В атмосфере углекислого газа пищевые продукты дольше не портятся, так как бактерии и плесень «задыхаются» и гибнут. Для растений углекислый газ необходим, он для них – пища.

Оборудование: пробирки, газоотводная трубка, штатив для пробирок, колба, чашки Петри, спиртовка, пинцет, химический стакан, теплоизоляционная подставка.

Техника безопасности.

Смотреть на пламя горящего магния рекомендуется в темных очках. Требуется соблюдение правил работы со щелочами и кислотами, при горении магния остерегаться термического ожога и соблюдать правила пожарной безопасности.

Взаимопревращение карбонатов и гидрокарбонатов

Пропускаем через раствор гидроксида кальция углекислый газ, получается нерастворимый карбонат кальция.

Ca(OH)₂ + CO₂ = CaCO₃ ↓ + H₂O

Карбонаты – соли угольной кислоты, в которых замещены оба иона водорода. Когда замещен только один ион водорода – получаются гидрокарбонаты. Большинство карбонатов – нерастворимые соединения, все гидрокарбонаты – растворимые. Нерастворимый карбонат превращается в растворимый гидрокарбонат при пропускании через раствор углекислого газа.

CaCO₃ + CO₂ + H₂O ↔ Ca(HCO₃)₂

При нагревании раствора гидрокарбоната выделяется углекислый газ, и вновь образуется нерастворимый карбонат кальция.

Ca(HCO₃)₂ = CaCO₃↓ + CO₂ + H₂O

Оборудование: пробирка, воронка, газоотводная трубка, штатив, пинцет, спиртовка, держатель, химический стакан.

Техника безопасности. Следует соблюдать правила работы с растворами кислот. Не допускать попадания кислот на кожу и слизистые оболочки.

Получение углекислого газа и изучение его свойств (практическая работа)

Получим углекислый газ (CO₂ ) при взаимодействии разбавленной соляной кислоты и карбоната кальция - мрамора.

СаCO₃ + 2HCl = CaCl₂ + CO₂ ↑_х +H₂O

По трубке углекислый газ CO₂ подается в стакан с известковой водой (это раствор гидроксида кальция Ca(OH)₂). Небольшое количество поступающего в раствор углекислого газа взаимодействует с водой с образованием слабой угольной кислоты.

CO₂ + H₂O ↔ H₂CO₃

H₂CO₃ + Ca(OH)₂ = CaCO₃ ↓ + 2H₂O

Углекислый газ обнаруживают по помутнению известковой воды:

по осадку карбоната кальция CaCO₃.

Оборудование: пробирка, воронка, газоотводная трубка, штатив, пинцет, химический стакан.

Техника безопасности.

Следует соблюдать правила работы с растворами кислот. Не допускать попадания кислот с на кожу и слизистые оболочки.

Получение угольной кислоты

Углекислый газ CO₂ растворяется в воде. При растворении происходит его частичное взаимодействие с водой с образованием угольной кислоты.

CO₂ + H₂O ↔ H₂CO₃

Чтобы заметить появление кислоты, добавим в стакан с водой лакмус. В нейтральной среде лакмус остается фиолетовым.

Углекислый газ получаем действием соляной кислоты на мрамор - карбонат кальция.

CaCO₃ + 2HCl = CaCl₂ + CO₂↑ + H₂O

Направим углекислый газ в стакан с раствором лакмуса. Фиолетовый лакмус становится красным – в стакане с водой появилась кислота.

Оборудование: пробирка, воронка, газоотводная трубка, штатив, пинцет, химический стакан.

Техника безопасности.

Следует соблюдать правила работы с растворами кислот. Не допускать попадания кислот на кожу и слизистые оболочки.

Распознавание растворов хлорида натрия, карбоната натрия и сульфата натрия (практическая работа).

Определим, в какой из колб находятся растворы хлорида натрия NaCl, карбоната натрия Na₂CO₃ и сульфата натрия Na₂SO₄. Карбонат натрия можно обнаружить по карбонат-иону с помощью раствора соляной кислоты HCl. Карбонат натрия находится в той пробирке, где выделяется газ.

Na₂CO₃ + 2HCl = + 2NaCl + CO₂↑ + H₂O

В какой из оставшихся двух пробирок хлорид натрия? Качественная реакция на хлорид-ион – реакция с нитратом серебра AgNO₃. Белый осадок хлорида серебра выпадает в той пробирке, где находится хлорид натрия.

NaCl + AgNO₃.= AgCl↓. + NaNO₃

Убедимся в том, что в оставшейся пробирке сульфат натрия. При добавлении хлорида бария выпадает белый осадок. Это сульфат бария.

Na₂SO₄+ BaCl₂ = 2NaCl + BaSO₄↓

Значит, в пробирке был действительно сульфат натрия.

Оборудование: колбы, пробирки, штатив для пробирок, пипетки.

Техника безопасности.

Соблюдать правила работы с кислотами и ядовитыми веществами – хлоридом бария и нитратом серебра. Остерегаться попадания на кожу и слизистые оболочки.

Взаимодействие кремния с раствором щелочи

Кремний существует в виде двух модификаций - кристаллической и аморфной. Более активна аморфная модификация. В ступке разотрем кремний. Порошок аморфного кремния – бурого цвета. В пробирку с аморфным кремнием прильем раствор щелочи. При подогревании смеси начинается бурная реакция. Кремний реагирует со щелочью с выделением водорода. В растворе образуется силикат натрия.

2NaOH + Si + H₂O = Na₂SiO₃ + H₂

Оборудование: ступка фарфоровая с пестиком, пробирка с газоотводной трубкой, горелка.

Техника безопасности. Соблюдать правила работы со щелочами и горючими газами.

Взаимодействие магния с диоксидом кремния

В свободном состоянии кремний был получен Берцелиусом в 1822 г. Его латинское название «силиций» произошло от латинского слова « sileх», что означает «кремень». Аморфный кремний в лаборатории можно получить при прокаливании смеси металлического магния с диоксидом кремния. Для опыта диоксид кремния следует тщательно измельчить. При нагревании смеси начинается бурная реакция. Одним из продуктов этой реакции является аморфный кремний.

2Mg + SiO₂ = Si + 2MgO

Оборудование: ступка фарфоровая с пестиком, шпатель, пробирка, горелка, штатив.

Техника безопасности. Соблюдать правила работы с нагревательными приборами.

Получение геля кремниевой кислоты

Кремниевая кислота – слабая кислота. Она легко выделяется из растворов солей кремниевой кислоты при действии на них более сильными кислотами. К раствору силиката натрия прильем сильно разбавленный раствор соляной кислоты. При этом кремниевая кислота выделяется не в виде осадка, а в виде геля. Раствор немного мутнеет и «застывает». При опрокидывании стакана гель не выливается.

Na₂SiO₃ + 2HCI = H₂SiO₃ + 2 NaCI

Оборудование: стакан химический, палочка стеклянная.

Техника безопасности. Соблюдать правила работы с кислотами.

Получение кремниевой кислоты

Кремниевая кислота H₂SiO₃ ‑ очень слабая, практически нерастворимая кислота.

Кремниевую кислоту можно получить из ее растворимых солей реакцией обмена с сильной кислотой, воспользуемся соляной HCl.

Растворимая соль кремниевой кислоты в нашем опыте ‑ силикат натрия Na₂SiO₃.

Анион соли соединяется с ионами водорода кислоты – получается нерастворимая, слабая кремниевая кислота.

Na₂SiO₃ + 2HCl = H₂SiO₃↓ +2NaCl

Оборудование: химический стакан.

Техника безопасности. Следует соблюдать правила работы с растворами кислот. Не допускать попадания кислоты на кожу и слизистые оболочки.

Получение силана

Соединения металлов с кремнием называются силицидами. Силицид магния - порошок черного цвета. Поместим порошок силицида магния в очень слабый раствор соляной кислоты. На поверхности раствора образуются пузырьки газа. Они лопаются и загораются на воздухе. Это горит силан. Он образуется при взаимодействии кислоты с силицидом магния. Продуктами сгорания силана являются оксид кремния и вода.

Mg₂Si + 4HCl = SiH₄ + 2MgCl₂

SiH₄ + 2O₂ = SiO₂ + 2H₂O

Оборудование: кристаллизатор, шпатель.

Техника безопасности. Опыт проводить под тягой

Cравнение свойств кварцевого и обычного стекла

Физические свойства кварцевого стекла отличаются от свойств обычного стекла. Кварцевое стекло- это чистый диоксид кремния. Нагреем кварцевую трубку в пламени горелки. Опустим раскаленное стекло в холодную воду. Трубка остается без изменений. Аналогичный опыт проделаем с трубкой из обычного стекла. Трубка трескается и легко разделяется на мелкие кусочки. Кварцевое стекло при нагревании практически не расширяется. Обычное стекло сильно расширяется при нагреве и при охлаждении резко сжимается. Это приводит к растрескиванию стекла.

Оборудование: горелка, тигельные щипцы, кристаллизатор.

Техника безопасности. Соблюдать правила работы со стеклом и нагревательными приборами.

Взаимодействие металлов с солями

Активные металлы вытесняют из солей менее активные (металлы расположены в порядке убывания активности в ряду напряжений).

Проведем опыт с раствором сульфата двухвалентной меди CuSO₄. В одну колбу с раствором положим кусочки цинка Zn, в другую – стальные кнопки (сталь – сплав на основе железа Fe). Что произойдет через несколько часов? Растворы изменили цвет - значит, сульфата меди там больше не осталось. Активные металлы ‑ цинк и железо заместили медь в сульфате и образовали соли. Цинк и железо окислились, а медь восстановилась.

CuSO₄ + Zn = Zn SO₄ + Cu

CuSO₄ + Fe = Fe SO₄ + Cu

В одной колбе медь выделилась на кнопках, в другой – на кусочках цинка. В колбах были разные металлы, поэтому и осадок меди выглядит по-разному. На цинке медь выделилась в виде рыхлой бурой массы. На железных кнопках осадок меди ‑ более плотный, розового цвета.

Оборудование: колбы.

Техника безопасности. Необходимо осторожное обращение с солями меди. Соли меди в высоких концентрациях – ядовиты. Требуют соблюдения правил работы с ядовитыми веществами. Остерегаться попадания солей меди на кожу и слизистые оболочки.

Взаимодействие хлорида олова (II) с цинком («Оловянный ежик»)

Более активные металлы могут замещать менее активные металлы из растворов их солей. В стакан нальем раствор хлорида олова (II), в раствор поместим цинковую пластинку. Через некоторое время пластинка покрывается красивым «пушистым» налетом олова. Произошло восстановление олова из раствора его соли более активным металлом - цинком:

SnCl₂ + Zn = Sn + ZnCl₂

Оборудование: стакан химический, стеклянная палочка.

Техника безопасности. Опыт безопасен.

Демонстрация свойств сплава Вуда.

Сплав Вуда состоит из четырех компонентов. Он содержит 50 % висмута, 25 % свинца, 12,5 % олова и 12,5 % кадмия. Гранулы сплава опустим в горячую воду. Он переходит в жидкое состояние. Это легкоплавкий сплав. Температура плавления сплава около +70 °С. Между тем как температура плавления олова +232 °С, кадмия +321 °С, висмута +271 °С, свинца +327 °С. Температура плавления сплава отличается от температур плавления металлов, входящих в его состав.

Оборудование: стакан химический, штатив, горелка, пинцет.

Техника безопасности. Соблюдать правила обращения с нагревательными приборами.

Платина – катализатор горения водорода

При обычной температуре водород очень редко вступает в химические реакции. Не реагирует водород и с кислородом. Но если направить струю водорода на мелко раздробленную платину, то водород загорается. Это свойство платины использовали в так называемом «водородном огниве Дёберейнера», служившем для получения огня. Получим водород в аппарате Кирюшкина, который по принципу действия схож с аппаратом Киппа. Проверим водород на чистоту. Для этого заполним пробирку выделяющимся водородом и поднесем пробирку к пламени горелки. Спокойный хлопок указывает на чистоту выделяющегося водорода. Пинцетом возьмем немного платинированного асбеста (асбеста с нанесенной мелко раздробленной платиной). Направим струю водорода на платинированный асбест. Асбест раскаляется, и водород загорается.

2Н₂ + О₂ = 2Н₂О

Оборудование: аппарат Кирюшкина, пробирка, пинцет, горелка.

Техника безопасности. Соблюдать правила работы с горючими газами. Использовать водород можно только после проверки на чистоту.

Самовоспламенение никеля на воздухе

Никель - это прочный, устойчивый к коррозии металл, который не изменяется под действием кислорода воздуха и влаги. Никелем покрывают детали приборов и машин для придания декоративного вида и защиты от коррозии. Но измельченные металлы, в том числе и никель, по своим свойствам отличаются от металлов, находящихся в монолитном виде. Выделим никель из сплава никель-алюминий, поместив порошок сплава в раствор щелочи.

Алюминий активно реагирует со щелочью, растворяясь в ней, реакция идет с выделением водорода. Для увеличения скорости растворения алюминия нагреваем раствор. Когда реакция закончится, и весь алюминий перейдет в раствор, промоем полученную крошку никеля сначала водой, а затем этиловым спиртом - для удаления остатков влаги. Извлечем немного никелевой крошки из спирта на фильтровальную бумагу. Когда спирт испаряется, никель начинает реагировать с кислородом воздуха, постепенно разогревается и сгорает с образованием оксида никеля.

2Ni + O₂ = 2NiO

Подобными свойствами обладает и мелкораздробленное железо. Измельченные никель и железо - пирофоры. Пирофорами называют вещества или смеси веществ, самовоспламеняющиеся на воздухе.

Оборудование: стакан химический, фильтровальная бумага, штатив с сеткой, стеклянная палочка.

Техника безопасности. Соблюдать правила работы со щелочами и правила пожарной безопасности. Все остатки пирофорного никеля уничтожить, растворив их в разбавленной азотной кислоте.

Электролиз раствора иодида калия

Электролиз – разложение вещества под действием электрического тока. Электролиз иодида калия проходит с выделением щелочи, водорода и иода:

2КI + 2H₂O = 2KOH + H₂ ↑+ I₂

Приготовим электролизер, наполненный раствором иодида калия, и две пробирки с этим же раствором. Для обнаружения щелочи в одну из пробирок добавим раствор фенолфталеина (эта пробирка – для катода), для обнаружения иода в другую пробирку добавим крахмал (пробирка для анода). Поместим приготовленные таким образом пробирки на электроды и включим ток. В одной из пробирок на катоде наблюдаем выделение водорода, раствор в этой пробирке становится малиновым: в пробирке образовалась щелочь. Во второй пробирке появилась синее окрашивание. В этой пробирке в результате электролиза выделился иод. Иод окрасил крахмал в синий цвет. Мы увидели, как при электролизе раствора иодида калия образуется иод, выделяется газ водород и гидроксид калия.

Оборудование: пробирки, штатив для пробирок, химические стаканы, пипетка, держатель для пробирок, прибор для электролиза, мензурка.

Техника безопасности. Соблюдать правила работы с электроприборами.

Электрохимический ряд напряжений - вытеснение водорода металлами.

Металлы различаются химической активностью. Металлы расположены в порядке убывания активности в ряду напряжений.

Активные металлы (от лития до свинца) восстанавливают водород из кислот, неактивные (от меди до золота) – не восстанавливают.

Испытаем четыре металла: магний Mg, алюминий Al, железо Fe и медь Cu. Приготовим пробирки с раствором соляной кислоты (HCl) и погрузим в них металлы. Медь не реагирует с раствором соляной кислоты. Железо медленно восстанавливает водород из раствора кислоты. Алюминий более активно реагирует с раствором соляной кислоты, восстанавливая водород.

Наиболее энергично восстанавливает водород из соляной кислоты магний. Мы увидели, что металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений до водорода (железо, алюминий и магний), восстанавливают его из растворов кислот.

Металлы, стоящие в ряду после водорода (в нашем опыте – медь), не восстанавливают его из кислот. Наиболее активным металлом в нашем опыте оказался магний, наименее активным ‑ медь.

2 HCl + Mg = MgC1₂ + H₂

2 HCl + Fe = FeC1₂ + H₂

6 HCl + 2Al = 2 A1C1₃ + 3H₂

Оборудование: пробирки, штатив для пробирок, воронка, пинцет.

Техника безопасности. Следует соблюдать правила работы с растворами кислот. Не допускать попадания кислот на кожу и слизистые оболочки.

В результате реакции образуется горючий газ - водород: рядом не должно быть открытого пламени.

Электрохимический ряд напряжений металлов. Вытеснение металла из соли другими металлами

Металлы расположены в порядке убывания активности в ряду напряжений.

Активные металлы вытесняют менее активные из растворов их солей. В первой пробирке – медь (Cu) и раствор соли менее активного металла – серебра (AgNO₃). Вторая пара – железо (Fe) и раствор соли меди (CuSO₄). Железо активнее меди. В третьей пробирке – цинк (Zn) и раствор соли менее активного свинца ‑ Pb(NO₃)₂. В пробирках начинаются реакции. Через некоторое время посмотрим, что получилось в пробирках. Медь покрылась белыми кристаллами серебра:

2AgNO₃ + Cu = Cu(NO₃)₂ + 2 Ag

На железном гвозде появился розовый налет металлической меди:

CuSO₄ + Fe = FeSO₄ + Cu

Цинк покрылся рыхлым слоем металлического свинца:

Pb(NO₃)₂ + Zn = Pb + Zn (NO₃)₂

Мы убедились в том, что активные металлы вытесняют менее активные из растворов их солей.

Оборудование: пробирки, штатив для пробирок, воронка, пинцет.

Техника безопасности. Соли свинца и соли серебра - ядовиты, остерегаться попадания на кожу и на слизистые оболочки. Раствор нитрата серебра оставляет черные пятна на одежде и на коже.

Взаимодействие щелочных металлов с водой

Щелочные металлы: литий, натрий, калий - очень активны. На воздухе они реагируют с кислородом и водяными парами, поэтому их хранят под слоем керосина. Литий - самый легкий из всех металлов, он легче керосина. Извлечем кусочек лития из керосина, очистим его. Литий достаточно твердый по сравнению с другими щелочными металлами и с трудом режется ножом. Поместим кусочек лития в чашку Петри, наполненную водой. Литий энергично реагирует с водой с выделением водорода и образованием щелочи - гидроксида лития. При добавлении капли раствора фенолфталеина в чашку Петри появляется малиновая окраска. Натрий - более мягкий металл, легко режется ножом. Срез натрия - серебристо-белый, быстро тускнеет на воздухе. Кусочек натрия помещаем на поверхность воды. Попадая в воду, натрий плавится и начинает быстро двигаться по поверхности воды, подгоняемый пузырьками выделяющегося водорода. Кусочек натрия уменьшается на глазах. В процессе реакции также образуется щелочь - гидроксид натрия. С калием нужно обращаться очень осторожно. На воздухе он может самовозгораться. Кусочек калия поместим в чашку Петри с водой. Калий так энергично реагирует с водой, что выделяющийся в реакции водород загорается. В целях безопасности чашку Петри следует накрыть стеклянной пластинкой. Из трех щелочных металлов наиболее активным является калий.

2 Li + 2 H₂O = 2 LiOH + H₂

2 Na + 2 H₂O = 2 NaOH + H₂

2 K + 2 H₂O = 2 KOH + H₂

Оборудование: чашки Петри, фильтровальная бумага, пинцет, скальпель.

Техника безопасности. Соблюдать правила работы со щелочными металлами. Кусочки металлов, используемых в опыте, не должны быть больше рисового зерна.

Горение кальция на воздухе

Кальций - серебристо-белый очень твердый металл. Ввиду высокой химической активности его хранят под слоем керосина. Для того чтобы поджечь кальций на воздухе, нужна очень высокая температура. В присутствии кислорода кальций загорается при более низких температурах. Извлечем кальций из керосина, промокнем керосин фильтровальной бумагой. Опустим кусочек кальция в расплавленный нитрат калия. Как известно, нитрат калия при нагревании разлагается с выделением кислорода:

2КNO₃= 2KNO₂ + O₂

Внесем кальций вместе с небольшим количеством нитрата калия в пламя горелки. Кальций загорается кирпично-красным пламенем. Основным продуктом горения кальция на воздухе является оксид кальция:

2Са + О₂ = 2СаО

Оборудование: тигельные щипцы, горелка, шпатель.

Техника безопасности. Соблюдать правила пожарной безопасности. На рабочем столе поместить теплоизолирующую прокладку.

Жесткость воды

Жесткость воды обусловлена ионами кальция и магния. Природная вода всегда содержит соли магния и кальция. Сравним свойства жесткой и свободной от солей дистиллированной воды. В колбы с жесткой и дистиллированной водой добавим мыльный раствор. Закроем колбы и взболтаем их. В колбе с дистиллированной водой образуется обильная пена. В колбе с жесткой водой появились нерастворимые в воде соединения кальция и магния. Вот поэтому в жесткой воде мыло не мылится.

С₁₇H₃₅COONa → C₁₇H₃₅ COO^- + Na⁺

2 C₁₇H₃₅ COO^- + Ca²⁺ = (C₁₇H₃₅ COO)₂Ca↓

2 C₁₇H₃₅ COO^- + Mg²⁺ = (C₁₇H₃₅ COO)₂Mg↓

Оборудование: колбы, химические стаканы, пипетка.

Техника безопасности. Опыт безопасен.

Приготовление жидкого сплава натрия и калия

Свойства сплавов отличаются от свойств исходных металлов. При комнатной температуре натрий и калий – твердые вещества. Температура плавления натрия 97,8 °С, температура плавления калия 63, 5 °С. Сейчас вы увидите, что сплав натрия и калия при комнатной температуре – жидкость.Сплав получается при плотном контакте натрия и калия. Из-за высокой активности металлов действие происходит в стакане с керосином. Прижмем кусочки металлов друг к другу и слегка потрем. На дно стакана падают капли жидкого сплава. Мы увидели, что температура плавления сплава оказалась ниже температуры плавления исходных металлов.

Оборудование: пинцет, скальпель, стакан химический, фильтровальная бумага.

Техника безопасности. Соблюдать правила работы со щелочными металлами.

Самовозгорание цезия на воздухе

Цезий – чрезвычайно активный щелочной металл. Он имеет серебристо-белый цвет, при обычной температуре вязкую, пастообразную консистенцию. Температура плавления цезия 28,7 °С. Из за высокой активности металл хранят в запаянных стеклянных ампулах. Цезий реагирует с водой со взрывом. На воздухе цезий мгновенно воспламеняется. Если раздавить ампулу цезия, то мы увидим легкий дымок. Соприкоснувшись с кислородом воздуха цезий сгорел. При сгорании цезия образуются не оксиды, а пероксиды и надпероксиды цезия.

2Сs + O₂ = Cs₂O₂

Сs + O₂ = CsO₂

Оборудование: щипцы, огнезащитная прокладка.

Техника безопасности. При разбивании ампулы с цезием использовать защитный экран, работать только в защитных очках.

Способы устранения жесткости воды

В природной воде растворены соли кальция и магния. Это гидрокарбонаты и сульфаты. Покажем два способа осаждения гидрокарбонатов для уменьшения жесткости воды. Первый способ – кипячение. При кипячении* растворимые гидрокарбонаты переходят в нерастворимые карбонаты, и жесткость воды уменьшается.

Сa(HCO₃)₂ = CaCO₃ ↓ + H₂O + CO₂↑

Второй способ – добавление известковой воды. При добавлении известковой воды гидрокарбонаты переходят в карбонаты и вода становится более мягкой.

Сa(HCO₃)₂+ Ca(OH)₂ = CaCO₃ ↓ +2 H₂O

Но жесткость воды зависит еще и от сульфатов кальция и магния. Сульфаты кальция и магния можно удалить с помощью карбоната натрия. При добавлении карбоната натрия сульфаты переходят в нерастворимые карбонаты кальция и магния.

CaSO₄ + Na₂CO₃= CaCO₃ ↓+ Na₂SO₄

Теперь мы знаем, как уменьшить жесткость воды. Накипь внутри чайника ‑ это осадок карбонатов кальция и магния с примесью сульфата кальция. Накипь можно удалить со стенок, используя разбавленный раствор уксусной кислоты.

Оборудование: пробирки, штатив для пробирок, химические стаканы, пипетка, спиртовка, шпатель, держатель для пробирок.

Техника безопасности.

Требуется соблюдение правил обращения с нагревательными приборами.

Амфотерные свойства гидроксида алюминия

Получим гидроксид алюминия Al(OH)₃, чтобы исследовать его свойства. Для этого раствор хлорида алюминия соединяем с раствором аммиака. Выпадает осадок гидроксида алюминия.

AlCl₃ + 3 NH₃ · H₂O = Al(OH)₃ ↓ + 3 NH₄Cl

Al³⁺ + 3 NH₃ · H₂O = Al(OH)₃ ↓ + 3 NH₄⁺

Убедимся в том, что гидроксид алюминия ‑ амфотерное основание. В одну из пробирок добавим раствор щелочи. Осадок гидроксида растворяется.

Al(OH)₃ + NaOH = Na[Al(OH)₄]

Во вторую пробирку добавляем раствор соляной кислоты. Осадок гидроксида алюминия растворяется, как и в предыдущей пробирке.

Al(OH)₃ +3HCl = AlCl₃ + 3H₂O

Гидроксиды, которые реагируют с растворами и кислот, и щелочей, называются амфотерными. Гидроксид алюминия – типичный амфотерный гидроксид»».

Оборудование: пробирки, штатив для пробирок, пипетка.

Техника безопасности.

Требуется соблюдение правил обращения со щелочами, кислотами и аммиаком. При попадании раствора щелочи на кожу, промыть водой и 2% раствором уксусной кислоты. При попадании раствора кислоты на кожу, промыть водой и 2% раствором питьевой соды.

Взаимодействие алюминия с водой

Алюминий - активный металл, но из-за прочной оксидной пленки на его поверхности не окисляется и не реагирует при обычных условиях с водой. Но если убрать с поверхности оксидную пленку, алюминий будет активно взаимодействовать с водой. Кусочки алюминия помещаем в раствор хлорида ртути (II) и выдерживаем 1-2 минуты.

3HgCI₂ + 2Al = 2AICI₃ + 3Hg

На поверхности алюминия образуется амальгама – сплав ртути с алюминием. Амальгама не удерживается на поверхности металла, обнажая его. Сливаем раствор соли ртути с амальгамированного алюминия и наливаем в стакан воду. Алюминий, лишившись защитной пленки, взаимодействует с водой, в процессе реакции образуются водород и гидроксид алюминия:

2Al + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂

Оборудование: стаканы химические, палочка стеклянная.

Техника безопасности. Соблюдать особую осторожность при работе с раствором хлорида ртути (II). Не допускать попадания раствора на кожу. Все остатки соединений ртути обезвредить.

Взаимодействие алюминия с кислородом воздуха

Если нарушить оксидную пленку, то алюминий быстро окисляется, покрываясь рыхлым слоем оксида.

4Al + 3O₂ = 2Al₂O₃

Оксид ртути разрушает оксидную пленку на алюминии. Алюминиевую пластинку натрем порошком оксида ртути. Оксид ртути ядовитый порошок. Поэтому используем резиновые перчатки. Через некоторые время наблюдаем, как поверхность алюминия покрывается белым рыхлым налетом оксида.

Оборудование: алюминиевая пластинка, вата, перчатки резиновые.

Техника безопасности. Соблюдать правила работы с ядовитыми веществами. Работать только в резиновых перчатках.

Взаимодействие алюминия со щелочью и водой

Алюминий ‑ активный металл, однако из-за прочной оксидной пленки его активность мало заметна. Алюминий не реагирует с водой, на поверхности металла – плотная пленка оксида. Пленку оксида можно удалить щелочью. Когда пленка растворяется, металл начинает бурно реагировать со щелочью, выделяется водород.

2Al + 2KOH + 6H₂O = 2 K[Al(OH)₄] + 3H₂↑

Проверим, будет ли действовать вода на освобожденный от оксидной пленки алюминий. Удалим щелочь и промоем поверхность металла. Свободный от оксидной пленки алюминий реагирует с водой. Выделяется водород и образуется нерастворимый гидроксид алюминия.

2Al + 6H₂O = 2 Al(OH)₃ ↓ + 3H₂↑

Мы увидели, что если нарушить плотную естественную оксидную пленку алюминия, он легко разрушается даже в воде. Поэтому алюминиевую посуду не рекомендуется чистить средствами, содержащими щелочь, так как при этом алюминиевые изделия быстро теряют привлекательность, а в посуде из алюминия быстро образуются дырки.

Оборудование: химические стаканы.

Техника безопасности. Требуется соблюдение правил обращения со щелочами и горючими газами. При попадании раствора щелочи на кожу, промыть водой и 2% раствором уксусной кислоты.

Горение алюминия на воздухе.

Алюминий - активный металл, но из-за очень прочной оксидной пленки на его поверхности не реагирует при обычных условиях с водой и не окисляется. Однако если алюминий перевести в раздробленное состояние - алюминиевую пыль, то он легко сгорает на воздухе. Поместим в пробирку немного алюминиевой пыли и закроем ее пробкой с двумя трубками, одна из которых доходит почти до дна, а другая заканчивается недалеко от пробки. По длинной трубке подадим в пробирку ток воздуха. Струю воздуха, выходящую из короткой трубки и содержащую частички алюминия, направим в пламя горелки. Попадая в пламя, алюминий сгорает яркими вспышками.

4Al + 3O₂ = 2Al₂O₃

Оборудование: штатив, пробирка с боковым отростком, газоотводная трубка, горелка, штапель.

Техника безопасности. Соблюдать правила пожарной безопасности и правила работы с нагревательными приборами. Не направлять пламя в сторону находящихся рядом людей.

Демонстрация оксидной пленки алюминия

На поверхности алюминий покрыт тонкой и прочной пленкой оксида. Оксидная пленка предотвращает дальнейшее окисление алюминия. Для демонстрации оксидной пленки закрепим алюминиевую проволоку в лапке штатива. Нагреем алюминий. При температуре 660 °С алюминий плавится и кончик проволоки провисает. Но расплавленный металл не капает. «Мешочек» оксида удерживает расплавленный алюминий. Температура плавления оксида алюминия 2055 °С.

Оборудование: штатив, горелка, пинцет или тигельные щипцы.

Техника безопасности. Соблюдать правила работы с нагревательными приборами. Во избежание попадания расплавленного алюминия на поверхность стола, на рабочую поверхность помещают теплоизолирующую прокладку.

Обнаружение алюминия

Ионы алюминия можно обнаружить при помощи раствора аммиака. К раствору хлорида алюминия добавляем раствор аммиака. Выпадает полупрозрачный студенистый осадок гидроксида алюминия.

AlCl₃ + 3 NH₃ · H₂O = Al(OH)₃ ↓ + 3 NH₄Cl

Al³⁺ + 3 NH₃ · H₂O = Al(OH)₃ ↓ + 3 NH₄⁺

Реакция с аммиаком ‑ качественная реакция на ион алюминия.

Оборудование: пробирка, штатив для пробирок, пипетка.

Техника безопасности.

Требуется соблюдение правил обращения с раствором аммиака. Не вдыхать гозообразный аммиак.

Взаимопревращение хроматов и дихроматов

Оксиду хрома (VI) соответствуют сразу две кислоты – хромовая Н₂CrO₄ и дихромовая Н₂Cr₂O_7, Хромат калия K₂CrO₄ и дихромат калия K₂Cr₂O₇ – соли этих кислот. Хроматы – желтого цвета, дихроматы – оранжевого. В кислой среде хромат-ион превращается в дихромат-ион. В присутствии щелочи дихроматы снова становятся хроматами. Хромат калия превращаем в дихромат, добавляя кислоту. Желтый раствор становится оранжевым.

2K₂CrO₄ + H₂SO₄ = K₂Cr₂O₇ + K₂SO₄ + H₂O

В стакан с дихроматом калия добавляем щелочь, оранжевый раствор становится желтым – дихроматы превращаются в хроматы.

K₂Cr₂O₇ + 2KOH = 2K₂CrO₄ + H₂O

Мы убедились в том, хроматы превращаются в дихроматы и наоборот при изменении кислотности среды.

Оборудование: пробирки, штатив для пробирок.

Техника безопасности.

Остерегаться попадания на кожу вводных растворов хроматов и дихроматов – эти вещества вызывают аллергию и являются канцерогенными.

Соблюдать правила работы с кислотами и щелочами. При попадании раствора щелочи на кожу, промыть водой и 2% раствором уксусной кислоты. При попадании раствора кислоты на кожу, промыть водой и 2% раствором питьевой соды.

Окисление ацетона хромовым ангидридом

Хромовый ангидрид – это оксид хрома (IV), представляет собой кристаллы темно-красного цвета. Как и все соединения хрома (IV), хромовый ангидрид – сильный окислитель. Поместим оксид хрома на фарфоровую пластинку и капнем на него несколько капель ацетона. Через несколько секунд ацетон загорается. При этом оксид хрома (IV) восстанавливается до оксида хрома (III), а ацетон окисляется до углекислого газа и воды.

Оборудование: фарфоровая пластинка, пипетка.

Техника безопасности. Соблюдать правила работы с легковоспламеняющимися жидкостями, правила работы с окислителями.

Окислительные свойства дихроматов

Дихроматы, например дихромат калия K₂Cr₂O₇ – сильные окислители. Под действием восстановителей дихроматы в кислой среде переходят в соли хрома (III). Примером такой реакции может служить окисление сульфита натрия раствором дихромата калия в кислой среде. К раствору дихромата калия добавляем серную кислоту и раствор сульфита натрия.

K₂Cr₂O₇ + 3Na₂SO₃ + 4H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3Na₂SO₄+ K₂SO₄ + 4H₂O

Оранжевая окраска, характерная для дихроматов, переходит в зеленую. Образовался раствор сульфата хрома (III) зеленого цвета. Соли хрома - ярко окрашены, именно поэтому элемент получил такое название: "хром", что в переводе с греческого означает "цвет, краска".

Оборудование: химический стакан, стеклянная палочка.

Техника безопасности.

Остерегаться попадания на кожу вводных растворов хроматов и дихроматов – эти вещества вызывают аллергию и являются канцерогенными.

Соблюдать правила работы с кислотами. При попадании раствора кислоты на кожу, промыть водой и 2% раствором питьевой соды.

Разложение дихромата аммония («вулкан»)

Перед нами – оранжевые кристаллы дихромата аммония. Горящая лучинка вызывает бурную реакцию. Дихромат аммония – особенная соль, в ее составе – окислитель и восстановитель. Поэтому «внутри» этой соли может пройти окислительно-восстановительная реакция.

(NH₄)₂ Cr₂O₇ = Cr₂O₃ + N₂ + 4H₂O

Окислитель - хром (VI) превращается в хром (III), образуется зеленый оксид хрома. Восстановитель – азот, входящий в состав иона аммония, превращается в газообразный азот. Итак, дихромат аммония превращается в зеленый оксид хрома, газообразный азот и воду: мы наблюдаем реакцию разложения соли. Реакция началась от горящей лучинки, но не прекратилась, когда лучинку убрали, а стала еще интенсивней. Дело в том, что в процессе реакции выделяется теплота, и начавшись от лучинки, процесс лавинообразно развивается до тех пор, пока вся масса дихромата не превратится в оксид хрома (III), азот и воду. Оксид хрома – очень твердое, тугоплавкое вещество зеленого цвета, его используют как абразив. Температура плавления – почти 2300 градусов. Оксид хрома – очень устойчивое вещество, не растворяется даже в кислотах. Благодаря устойчивости и интенсивной окраске окись хрома используется при изготовлении масляных красок.

Оборудование: шпатель, металлическая пластинка, лучинка из дерева.

Техника безопасности.

Остерегаться попадания на кожу дихроматов – эти вещества вызывают аллергию и являются канцерогенными.

Оксид хрома III является опасным веществом, опыт проводить под тягой, соблюдать правила пожарной безопасности.

Взаимодействие железа с концентрированными кислотами

Безводная серная и азотная кислоты пассивируют железо, не реагируют с ним. Однако концентрированные растворы этих кислот растворяют железо. Приготовим две колбы с кусочками железа. Концентрированная азотная кислота бурно реагирует с железом. Продукты реакции – нитрат железа (III) и бурый газ – диоксид азота (IV).

Fe + 6HNO₃ = Fe(NO₃)₃ + 3NO₂↑ + 3H₂O

Концентрированная серная кислота тоже реагирует с железом. Выделяется сернистый газ.

2Fe + 6H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂↑ + 6H₂O

И в том, и в другом случае происходит окисление железа до степени окисления +III. Даже небольшие количества воды, содержащиеся в концентрированных кислотах, сильно влияют на их свойства. Концентрированные и безводные кислоты – не одно и то же.

Оборудование: колбы, пинцет.

Техника безопасности. Соблюдать правила работы с концентрированными кислотами. Опыт проводится под тягой, так как выделяются ядовитые оксиды азота и оксид серы.

Качественные реакции на железо (II)

Как определить в растворе ионы железа (II)? Возьмем для опытов сульфат железа (II).

1. Качественная реакция на ион железа (II) – реакция с красной кровяной солью.

Добавим красную кровяную соль ‑ гексацианоферрат калия K₃[Fe(CN)₆]. (Для определения железа (III) используют желтую кровяную соль K₄[Fe(CN)₆]). В присутствии ионов железа (II) образуется темно-синий осадок. Это - турнбуллева синь ‑ комплексная соль железа KFe[Fe(CN)₆]).

Появление турнбуллевой сини доказывает присутствие в растворе ионов железа (II).

2 К₃[Fe(CN)6 ] +3 Fe SO₄ = KFe[Fe(CN)₆])↓ + 3K₂SO₄

Турнбуллева синь очень похожа по свойствам на берлинскую лазурь и тоже служила красителем. Названа по имени одного из основателей шотландской фирмы по производству красителей «Артур и Турнбуль».

2. Качественная реакция на ион железа (II) – реакция со щелочью.

Реакция со щелочью – еще один способ обнаружения ионов железа (II). Гидроксид железа (II) Fe(OH)₂ - серо-зеленого цвета, гидроксид железа (III) Fe(OH)₃ - бурый. Добавим щелочь (NaOH) в колбу с солью железа - образуется серо-зеленый осадок. Значит, в растворе присутствуют ионы железа (II). Образовавшийся осадок – гидроксид железа (II) Fe(OH)₂.

Fe SO₄ +2 NaOH = Fe(OH)₂ ↓ + Na₂ SO₄

Оборудование: колбы.Техника безопасности. Соблюдать правила обращения с растворами щелочей и растворами гексацианоферратов. Не допускать контакта растворов гексацианоферратов с концентрированными кислотами.

Получение гидроксида железа (II) и взаимодействие его с кислотами

Получим гидроксид железа (II) Fe(OH)₂. Для этого воспользуемся реакцией растворимой соли железа (II) со щелочью: соединим сульфат железа (II) и гидроксид калия.

FeSO₄ + 2KOH = Fe(OH)₂↓ + K₂SO₄

Образуется серо-зеленый осадок гидроксида железа (II). Вспомним, что гидроксид железа (III) – бурый. По цвету получаемого осадка гидроксида различают соли железа (II) и железа (III). Как подействует кислота на серо-зеленый осадок гидроксида? Добавляем раствор соляной кислоты.

Fe(OH)₂ + 2HCl = FeCl₂ + 2H₂O

Осадок гидроксида растворяется. Образуется раствор хлорида железа (II).

Оборудование: колба, пипетка.

Техника безопасности. Соблюдать правила обращения с растворами кислот и щелочей. Избегать попадания кислот и щелочей на кожу и слизистые оболочки.

Получение гидроксида железа (III) и взаимодействие его с кислотами

Получим гидроксид железа (III) Fe(OH)₃ взаимодействием растворов хлорида железа (III) FeCl₃ и гидроксида калия KOH. Это обычный способ получения нерастворимых оснований – реакция обмена растворимой соли и щелочи.

FeCl₃ + 3KOH = Fe(OH)₃ ↓+ 3KCl

Выпадает бурый осадок. Это гидроксид железа (III). Как гидроксид реагирует с кислотами? Добавим раствор соляной кислоты.

Fe(OH)₃ + 3HCl = FeCl₃ + 3H₂O

Осадок гидроксида железа растворяется, образуется желтый раствор хлорида железа (III). Реакции обмена с кислотами могут превращать нерастворимые основания в растворимые соли.

Оборудование: колба, пипетка.

Техника безопасности.

Соблюдать правила обращения с растворами кислот и щелочей. Избегать попадания кислот и щелочей на кожу и слизистые оболочки.

Получение железа алюминотермией

Алюминий используется для получения некоторых металлов. Этот метод называется алюминотермией. Метод основан на том, что порошкообразный алюминий при воспламенении восстанавливает оксиды многих металлов. При этом образуется очень чистый, свободный от углерода металл. Получим железо способом алюминотермии. Смесь порошкообразного алюминия и оксидов железа называется термитом. Приготовим термит и подожжем его. При горении термита алюминий восстанавливает железо из его оксида.

Fe₂O₃ + 2 AI = AI₂O₃ + 2 Fe

После окончания реакции извлечем железо. Оно образуется на дне тигля в виде отдельных застывших капель. Металл притягивается к магниту.

Оборудование: тигель, ступка, металлическая чашка с песком, щипцы, пробирка, фильтровальная бумага, магнит.

Техника безопасности. Соблюдать правила пожарной безопасности и правила безопасности при работе с нагревательными приборами.

Роль кислорода в процессе коррозии железа

Коррозия – это разрушение металлов под действием кислорода и воды. Попробуем установить зависимость степени коррозии железа от степени аэрации – то есть от доступа кислорода к поверхности металла. Опустим в пробирки железные гвозди и добавим воды: в первую пробирку – до половины, во вторую и в третью – до верха. В третью пробирку нальем слой растительного масла. Сплошной слой масла блокирует поступление кислорода в толщу воды. Посмотрим, что произошло с гвоздями через некоторое время. Больше всего ржавчины оказалось на гвозде из первой пробирки, этот гвоздь соприкасался и с водой, и с воздухом. Доступ кислорода к поверхности металла был свободным. На гвозде из второй пробирки коррозии меньше, так как железо взаимодействовало только с небольшим количеством растворенного в воде кислорода. Гвоздь из третьей пробирки почти не поржавел. Кислород не мог пройти через слой растительного масла, а без кислорода коррозия не развивается.

4 Fe + 6H₂O + 3O₂ = 4 Fe(OH)₃

Оборудование: пробирки, штатив для пробирок.

Техника безопасности. Опыт не опасен.

Влияние ингибиторов на скорость химических реакций

Ингибиторы – это вещества, которые замедляют химические реакции. Формалин ‑ ингибитор реакций кислот с металлами; в присутствии формалина взаимодействие цинка с серной кислотой идет медленнее. (Формалин ‑ раствор формальдегида в воде). В одинаковых условиях проведем две совершенно одинаковые реакции цинка с серной кислотой. В один из сосудов добавим формалин. После начала реакции по объему выделяющегося водорода становится заметно, что формалин замедляет реакцию цинка и кислоты. В сосуде с ингибитором водорода гораздо меньше. Мы наблюдали влияние ингибитора на скорость реакции цинка си кислоты. Ингибиторы эффективны при борьбе с коррозией. Ингибиторами коррозии железа служат растворимые в воде фосфаты и растворы щелочей. В этих растворах железо разрушается очень медленно.

H₂SO₄ + Zn = ZnSO₄ + H₂↑

Оборудование: сосуды Ландольта, мензурки, воронки, пинцет, прибор для определения скорости химических реакций.

Техника безопасности. Требуется осторожное обращение с раствором серной кислоты. В результате реакции образуется горючий газ водород: рядом не должно быть открытого пламени. Формальдегид – яд и канцероген, требует особо осторожного обращения: недопустимо попадание на кожу и в дыхательные пути.

Влияние катализаторов на скорость химических реакций

Существенно ускорять химические реакции могут некоторые вещества ‑ катализаторы. Катализаторы остаются неизменными после окончания реакции. Пероксид водорода медленно разлагается на кислород и воду. По объему выделившегося кислорода можно судить о скорости процесса. Диоксида марганца значительно ускоряет реакцию, кислорода выделяется значительно больше. Значит диоксид марганца – катализатор реакции разложения пероксида водорода.

2H₂O₂ = 2H₂O + O ₂↑

Оборудование: сосуды Ландольта, мензурки, воронки, пинцет, прибор для определения скорости химических реакций.

Техника безопасности. Требует осторожного обращения с диоксидом марганца.

Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химических реакций

Скорость химической реакции зависит от многих факторов, в том числе и от концентрации реагирующих веществ.

Проведем в одинаковых условиях реакции цинка с растворами серной кислоты различной концентрации. Скорость реакции определим по скорости выделения водорода. В сосуде, где концентрация кислоты более высокая, скорость выделения водорода выше. Мы увидели, что концентрация реагирующих веществ влияет на скорость химической реакции.

Оборудование: сосуды Ландольта, мензурки, воронки, пинцет, прибор для определения скорости химических реакций.

Техника безопасности. Требуется осторожное обращение с раствором серной кислоты. В результате реакции образуется горючий газ водород: рядом не должно быть открытого пламени.

Влияние природы реагирующих веществ на скорость химических реакций

Скорость химической реакции зависит от многих факторов. Один из них – природа реагирующих веществ. Проведем в одинаковых условиях реакции с цинком двух разных кислот. В сосуды Ландольта наливаем растворы уксусной и серной кислот одинаковой концентрации. Во второе колено обоих сосудов помещаем по две одинаковые гранулы цинка. Приливаем кислоты к цинку. Объем выделяющегося газа определяем по уровню жидкости в приборе. Газ интенсивнее выделяется в сосуде с серной кислотой, здесь реакция идет значительно быстрее. Серная кислота – более сильная кислота по сравнению с уксусной. Мы убедились в том, что природа вещества влияет на скорость химической реакции.

H₂SO₄ + Zn = ZnSO₄ + H₂↑

2CH₃COOH + Zn = (CH₃COO)₂ + H₂↑

Оборудование: сосуды Ландольта, мензурки, воронки, пинцет, прибор для определения скорости химических реакций.

Техника безопасности. Требуется осторожное обращение с растворами серной и уксусной кислот. В результате реакции образуется горючий газ водород: рядом не должно быть открытого пламени.

Влияние размеров поверхности соприкосновения реагирующих веществ на скорость химических реакций

Если в реакции кроме жидкости (или газа) участвуют твердые вещества, площадь их поверхности влияет на скорость реакции. Чем больше поверхность твердых тел, тем больше и поверхность соприкосновения реагирующих веществ, и выше скорость реакции. Расплющим гранулы цинка – площадь их поверхности увеличится. Проведем в одинаковых условиях две одинаковые реакции цинка с раствором серной кислоты. Отличаться реакции будут только величиной поверхности гранул цинка: в одной из пробирок ‑ плоские гранулы цинка с большой поверхностью, в другой – обычные. После начала реакции становится заметно, что в сосуде с плоскими гранулами водорода выделяется больше, то есть реакция идет быстрее. Мы увидели, что с увеличением поверхности соприкосновения реагирующих веществ скорость реакции возрастает. Вещество, превращенное в пыль, имеет очень большую. Поэтому сахарная пудра, попавшая в воздух, (пыль сахарной пудры) взрывоопасна. При поджигании такой смеси происходит взрыв, так как реакция протекает мгновенно. Поэтому на мукомольных, каменноугольных и других предприятиях, где образуется пыль твердых горючих веществ, категорически запрещено пользоваться открытым огнем.

H₂SO₄ + Zn = ZnSO₄ + H₂↑

Оборудование: сосуды Ландольта, мензурки, воронки, пинцет, прибор для определения скорости химических реакций.

Техника безопасности. Требуется осторожное обращение с раствором серной кислоты. В результате реакции образуется горючий газ водород: рядом не должно быть открытого пламени.

Влияние температуры на скорость химических реакций

Как влияет температура на скорость химической реакции? Проведем две одинаковые реакции цинка с серной кислотой. Единственное отличие – в одном из сосудов раствор серной кислоты комнатной температуры, а в другом – подогретый раствор кислоты.

H₂SO₄ + Zn = ZnSO₄ + H₂↑

После начала реакций видно, что более интенсивное выделение водорода происходит в приборе с подогретой серной кислотой. Мы убедились в том, что температура влияет на скорость химической реакции.

Оборудование: сосуды Ландольта, мензурки, воронки, термометр, пинцет, прибор для определения скорости химических реакций.

Техника безопасности. Требуется осторожное обращение с раствором серной кислоты. В результате реакции образуется горючий газ водород: рядом не должно быть открытого пламени.

Химическое равновесие в растворах

Изучим химическое равновесие в растворах на примере обратимой реакции хлорида железа (III) с роданидом калия. Продукт реакции ‑ кроваво-красный роданид трехвалентного железа Fe(CNS)₃.

FeCl₃ + 3KCNS « Fe(CNS)₃ + 3KCl

Для наглядности опыта разбавим раствор, пусть окраска будет менее интенсивной. Важно, что исходные вещества не полностью превратились в роданид, в колбах есть «запас» исходных веществ. На равновесие обратимой реакции можно влиять, добавляя исходные вещества или продукты реакции. В первую колбу добавляем одно из исходных веществ - хлорид железа FeCl₃. Окраска раствора становится более интенсивной, это значит, что роданида железа стало больше. FeCl₃ + 3KCNS Þ Fe(CNS)₃ + 3KCl

Увеличение концентрации исходных веществ способствует смещению равновесия в сторону образования продуктов реакции. Во вторую колбу добавим раствор другого исходного вещества ‑ роданида калия KCNS. Происходит то же, что и в первой колбе. Увеличивается количество продукта реакции – роданида железа.FeCl₃ + 3KCNS Þ Fe(CNS)₃ + 3KCl

А в третью колбу добавим не исходное вещество, а хлорид калия KCl. Это один из продуктов реакции. Раствор светлеет, значит роданида железа становится меньше, а исходных веществ ‑ больше.

FeCl₃ + 3KCNS Ü Fe(CNS)₃ + 3KCl

Добавление продуктов реакции смещает химическое равновесие в сторону образования исходных веществ.

Оборудование: колбы, воронка, химичекий стакан, пипетка, шпатель.

Техника безопасности. Роданид калия требует осторожного обращения; не допускать контакта роданида с концентрированными кислотами.

181