|
Лабораторна робота № 7
7.1 Мета: вивчити властивості найважливіших сполук лужних металів і s- елементів другої групи; одержати і вивчити властивості найбільш характерних сполук алюмінію 7.2 Короткі теоретичні відомості ХІМІЯ S – ЕЛЕМЕНТІВ До s- елементів, в атомах яких валентні електрони знаходяться на s-підрівнях, відносяться два неметали (H, He), елементи головної підгрупи першої групи (лужні метали) і елементи головної підгрупи другої групи періодичної системи Д.И. Менделєєва. У цій роботі вивчаються властивості найбільш поширених s- елементів – металів та їх сполук. Лужні метали є надзвичайно активними в хімічних реакціях, тому досліди з їх застосуванням є небезпечними і в навчальних лабораторіях не проводяться. Серед сполук лужних металів найбільше практичне значення мають NaCl, NaOH, Na2CO3, NaHCO3. Ці речовини використовувалися у багатьох попередніх роботах, проте деякі досліди корисно повторити. Серед s-елементів другої групи особливе положення займає Берилій, нерозчинний гідроксид якого є амфотерною сполукою, а розчинні солі гідролізуються за катіоном. По-своєму цікавим є магній: цей метал не взаємодіє з водою за звичайних умов, оскільки шар гідроксиду що утворюється на його поверхні, є нерозчинним, і має захисні властивості. Але за нагрівання Mg(OH)2 розчиняється, тому реакція магнію з гарячою водою відбувається без кінетичних обмежень. Гідроксид магнію, як і гідроксид берилію, – слабка основа, але, на відміну від Be(OH)2, він не є амфотерним. Кальцій, стронцій, барій – активні лужно-земельні метали. Вони взаємодіють з водою, в результаті чого утворюються розчинні у воді гідроксиди, які є лугами. Але багато солей лужно-земельних металів, на відміну від солей лужних металів, є нерозчинними у воді. Досліди з вивчення розчинності карбонатів, сульфатів і хроматів кальцію, стронцію і барію мають практичне значення. Розчинні солі кальцію та магнію зумовлюють твердість води. Твердість води – це показник, який характеризує склад і якість природної води. Твердість зумовлена наявністю у воді розчинних солей Ca2+ і Mg2+. Сума концентрацій Ca2+- i Mg2+- йонів є кількісною мірою твердості води: Т = ΣСм (Са2+ + Mg2+) Одиницею вимірювання твердості води є моль/м3. Один моль/м3 відповідає масовій концентрації еквівалентів йонів кальцію (1/2 Са2+) 20,04 г/м3 та йонів магнію (1/2 Mg2+) 12,153 г/м3. Розрізняють такі види твердості води: – загальна твердість води – сума молярних концентрацій еквівалентів йонів кальцію (1/2 Са2+) і магнію (1/2 Mg2+) у воді (Tз); – карбонатна твердість – сума молярних концентрацій еквівалентів карбонатних ( СО32-) та гідрогенкарбонатних (НСО3-) йонів у воді (Тк); – некарбонатна твердість – різниця між загальною та карбонатною твердістю води ( ТНК); – твердість, яку можна усунути кип’ятінням; зумовлена наявністю у воді солей Са(НСО3)2 і Mg(HCO3)2; визначити її можна експериментально. АЛЮМІНІЙ Алюміній відносяться до р-елементом третьої групи. Стан його валентних електронів характеризується загальною формулою ns2np1. Алюміній – активний метал ( φо= – 1,67 В), але через наявність захисної оксидної плівки багато реакцій з алюмінієм відбуваються з так званим латентним періодом, під час якого руйнується Al2O3. Оксиди і гідроксиди алюмінію є амфотерними, основні властивості у яких переважають. Із сполук Алюмінію найширше застосування має сульфат алюмінію, який використовується як наповнювач у виготовленні паперу, для освітлення води (осадження зависі частинок) та ін. 7.3 Експериментальна частина Реактиви. Розчин Na2CO3, NaHCO3 и K2CO3 (1). Розчин ВеCl2, НCl, NаОН (2). Розчин ВеCl2 або Ве(NO3)2 (3). Конц. розчини MgSO4 і NH4Cl, розчини HCl і NaOH (4). Розчини (10–15%-ні) BaCl2, K2CrO4, розчини CH3COOH (10%), HCl (1:5), розб. H2SO4 (10%), розчин SrCl2 (5). Розчини BaCl2, SrCl2, Na2CO3, HCl (6). Алюміній порошок (7). Конц. HNO3, розб. (1:2) HCl, Al (проволока або пластинка) (8). Розбавлені і концентровані розчини HCl, HNO3, H2SO4, NaOH, алюмінієва фольга, алюмінієва пудра (9). Розбавлені розчини AlCl3, NH3·H2O, HCl, KOH (10). Розчини Al2(SO4)3, AlCl3, Na2CO3 (11) Посуд і прилади. Пробірки, шпатель, скляна паличка, фарфорова чашка, спиртівка або сухий спирт, пробіркотримач, сірники, наждачний папір, фільтрувальний папір, щипці, паперові смужки універсального індикатору. 7.3.1 Гідроліз карбонатів і гідрокарбонатів лужних металів За допомогою універсального індикаторного паперу визначити середовище і водневий показник розчинів Na2CO3, NaHCO3 і K2CO3. У звіті навести значення рН даних розчинів, написати рівняння гідролізу і відповісти на наступні питання: а) чому водневий показник розчинів Na2CO3 і K2CO3 є більше семи і практично однаковий? б) чому середовище розчину гідрокарбонату є близьким до нейтрального? 7.3.2 Гідроксид берилію і його властивості Помістити в пробірку 5-6 крапель розчину солі берилію і додати (по краплях) розчин лугу до утворення осаду гідроксиду берилію. Осад розділити на дві частини; на одну частину осаду подіяти соляною кислотою, на іншу – надлишком лугу. У звіті описати дослід і навести рівняння реакцій одержання Be(OH)2 і його взаємодії з кислотою і лугом. Зробити висновок про властивості гідроксиду берилію. Написати схеми дисоціації Be(OH)2 за основним і кислотним типом. Навести назву комплексної сполуки, що утворюється в результаті взаємодії Be(OH)2 з надлишком лугу. 7.3.3 Гідроліз солей Берилію За допомогою універсального індикаторного паперу визначити водневий показник розчину хлориду (чи нітрату) берилію. У звіті навести значення рН і написати рівняння гідролізу в йонному вигляді. 7.3.4 Одержання і властивості гідроксиду магнію У пробірку наливають близько 2 мл розчину сульфату магнію, потім додають порціями розчин гідроксиду натрію. Утворюється біла суспензія гідроксиду магнію: MgSO4 + 2NaOH = Mg(OH)2↓ + Na2SO4 Суспензію розливають рівними порціями в три пробірки. У першу додають надлишок розчину гідроксиду натрію – зміни відсутні. Гідроксид магнію не проявляє амфотерних властивостей, реакція з надлишком лугу не відбувається. У другу пробірку з суспензією додають розчин соляної кислоти до зникнення суспензії, що зумовлене наступною реакцією: Mg(OH)2 + 2HCl = MgCl2 + 2H2O У третю пробірку, перемішуючи, додають розчин хлориду амонію до повного переходу гідроксиду магнію в розчин. Розчинення в цьому випадку відбувається за рахунок зв’язування катіонами амонію гідроксид-йонів з насиченого розчину над осадом гідроксиду магнію у вигляді слабкої основи – гідроксиду амонію: Mg(OH)2(т) = Mg2+(р) + 2OH-(р), Mg(OH)2(т) + 2NH4+ = Mg2+ + 2NH3·H2O Сумарне рівняння реакції в молекулярному вигляді таке: Mg(OH)2 + 2NH4Cl = MgCl2 + 2NH3·H2O У звіті описати дослід. Написати рівняння реакцій одержання Mg(OH)2 і його взаємодії з HCl і NH4Cl. Пояснити, чому гідроксид магнію взаємодіє з кислотою і з хлоридом амонію. 7.3.5 Одержання малорозчинних солей Стронцію і Барію Одержання стронцій(ІІ) хромату. До розчину SrCl2 додають, перемішуючи, розчин хромату калію до випадання жовтого осаду : SrCl2 + K2CrO4 = SrCrO4↓ + 2KCl Частину суспензії переносять в другу пробірку і, перемішуючи, додають розбавлену оцтову кислоту аж до повного розчинення осаду. Розчин набуває помаранчевого кольору, зумовленого утворенням дихромат-йонів: 2SrCrO4(т) + 2CH3COOH = Sr(CH3COO)2 + SrCr2O7 + H2O Одержання стронцій(ІІ) сульфату. До розчину хлориду стронцію додаємо розбавленої сірчаної кислоти. Випадає білий осад сульфату стронцію SrSO4. SrCl2 + H2SO4 = SrSO4↓ + 2HCl Такі ж операції роблять з розчином BaCl2. В результаті введення в розчин хромату калію випадає осад хромату барію жовтого кольору, який не розчиняється в оцтовій кислоті: BaCl2 + K2CrO4 = BaCrO4↓ + 2KCl; Розчинення хромату барію відбувається тільки в соляній кислоті: 2BaCrO4(т) + 4HCl = 2BaCl2 + H2Cr2O7 + H2O До розчину хлориду барію додають розбавлений розчин сірчаної кислоти. Утворюється білий малорозчинний осад сульфату: BaCl2 + H2SO4 = 2HCl + BaSO4↓ У звіті написати рівняння реакцій а) утворення хроматів кальцію, стронцію і барію; б) їх взаємодії з оцтовою кислотою; в) взаємодія хромату барію з соляною кислотою. Вказати практичне значення цього досліду. 7.3.6 Властивості нерозчинних карбонатів Кальцію, Стронцію, Барію Отримати в трьох пробірках осади карбонатів кальцію, стронцію і барію взаємодією розчинів відповідних солей з розчином соди. Подіяти на отримані карбонати розчином соляної кислоти, додаючи його по краплях. У звіті написати рівняння реакцій в йонному вигляді. Вказати практичне значення цього досліду. 7.3.7 Горіння алюмінію Підпалюють сухе пальне у фарфоровій чашці. Узявши шпателем трохи алюмінієвої пудри, невеликими порціями зсипають її згори в полум’я пальника. Метал спалахує яскравим полум’ям, розкидаючи іскри і виділяючи білий дим (аерозоль оксиду алюмінію). Під час згорання алюмінію виділяється велика кількість теплоти: 4Al(т) + 3O2(г) = 2Al2O3(т); ΔH°298 = -3350 кДж 7.3.8 Пасивування алюмінію У пробірку на 1/3 її об’єму наливають розбавлену соляну кислоту, а в другу – концентровану азотну кислоту HNO3. Алюмінієвий дріт зачищають наждачним папером, обполіскують водою, протирають фільтрувальним папером і потім за допомогою щипців опускають в пробірку з розчином соляної кислоти. Починається енергійна реакція з виділенням водню: 2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2 Потім дріт виймають з пробірки, ретельно обмивають водою з промивалки над порожньою склянкою і промокають фільтрувальним папером. Після цього опускають її на 2-3 хвилини в пробірку з концентрованою азотною кислотою. Слід звернути увагу на відсутність виділення будь-яких газів. Вийнявши алюмінієвий дріт з азотної кислоти, промивають його водою і знову занурюють в розбавлену соляну кислоту. Виділення водню тепер не спостерігається. Це означає, що витримка в концентрованій азотній кислоті змінила властивості поверхні алюмінію; на ній утворилася захисна плівка оксиду алюмінію. Поверхня алюмінію, що пасивується, є хімічно інертною по відношенню до розбавленої соляної кислоти. Записати відповідні реакції і зробити висновки до досліду. 7.3.9 Властивості металевого алюмінію Взаємодія з розбавленими кислотами. У три пробірки помістити по 5-6 крапель розбавленої соляної, сірчаної і азотної кислоти. У кожну опустити по невеликому шматочку алюмінієвої фольги. Чи в усіх випадках реакція відбувається на холоді? Пробірки підігріти. Що спостерігається? Написати рівняння реакцій. Які газоподібні речовини виділяються в результаті взаємодії алюмінію з розбавленими кислотами? Взаємодія з концентрованими кислотами. У три пробірки помістити по 3-4 краплі концентрованих розчинів соляної, сірчаної і азотної кислот. У кожну опустити по шматочку алюмінію. З якими кислотами алюміній за кімнатної температури не взаємодіє? Обережно нагріти пробірки. Як впливає нагрівання? Описати дослід. Написати рівняння реакцій, враховуючи, що в результаті нагрівання концентрована азотна кислота відновлюється алюмінієм переважно до оксиду Нітрогену(IV), а сірчана – до сірки. Взаємодія з лугами. У пробірку налити 2-3 мл розчину лугу і додати один мікрошпатель алюмінієвої пудри. Що спостерігається? Чому реакція починається не відразу? Описати дослід. Написати рівняння реакцій взаємодії: 1) оксиду алюмінію з лугом з утворенням гідроксокомплексної сполуки; 2) алюмінію з водою і лугом. У другій реакції вказати окисник. 7.3.10 Амфотерність алюміній(ІІІ) гідроксиду У пробірку наливають на 1/3 її об’єму розчин хлориду алюмінію або сульфату алюмінію. Потім невеликими порціями додають розчин аміаку до утворення драглистого осаду гідроксиду алюмінію: [Al(H2O)6]3+ + 3NH3·H2O = Al(OH)3↓ + 3NH4+ + 6H2O Розливають суспензію гідроксиду алюмінію рівними порціями в дві пробірки. У першу додають розчин соляної кислоти, в другу – гідроксиду калію, домагаючись утворення в обох випадках прозорого розчину: Al(OH)3 + 3H3O+ = [Al(H2O)6]3+ Al(OH)3 + OH– = [Al(OH)4]– Розчинення осаду гідроксиду алюмінію в першій пробірці відбувається за рахунок зв’язування гідроксид-йонів йонами H3О+ і утворення аквакатіона алюмінію [Al(H2O)6]3+, в другій пробірці – за рахунок утворення тетрагідроксоалюмінат-йону. Це вказує на амфотерний характер Al(OH)3. Описати спостереження і написати рівняння реакцій. Написати схему дисоціації гідроксиду алюмінію за типом основ і за типом кислот. Як зміщується рівновага цих процесів в результаті додавання кислоти і лугу? Зробити висновок про властивості гідроксиду алюмінію. 7.3.11 Гідроліз солей Алюмінію Гідроліз алюміній(ІІІ) сульфату. Універсальним індикаторним папером визначити рН розчину сульфату алюмінію. У звіті написати рівняння ступінчастого гідролізу сульфату алюмінію в йонному вигляді. Чому гідроліз цієї солі до кінця не відбувається? Спільний гідроліз алюміній(ІІІ) сульфату і натрій карбонату. У пробірку наливають на 1/3 об’єму розчин хлориду алюмінію. Потім додають розчин карбонату натрію. Спостерігають випадання драглистого осаду гідроксиду алюмінію і спінювання суміші внаслідок виділення газоподібного діоксиду вуглецю: 2AlCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Al(OH)3 + 3CO2↑ + 6NaCl У звіті написати рівняння спільного гідролізу двох солей. Чому в цьому випадку гідроліз відбувається до кінця? 7.4 Контрольні питання і завдання 1. Поясніть, які хімічні властивості характерні для лужних металів і як вони змінюються в ряду літій – натрій – калій – рубідій – цезій. 2. Поясніть, чому середовище розчину середніх солей Na2CO3 і K2CO3 лужне, а кислих солей NaHCO3 і КНСО3 – нейтральне. 3. Чому чотири s- елементи другої групи періодичної системи (Кальцій, Стронцій, Барій, Радій) мають загальну назву "лужноземельні елементи", а Берилій і Магній до них не належать? 4. Поясніть, як змінюються хімічні властивості оксидів у ряді ВеО – MgO – CaO – SrO – BaO; напишіть рівняння відповідних реакцій. 5. Поясніть, як змінюються хімічні властивості основ у ряді Ве(ОН)2 – Mg(OН)2 – Ca(OН)2 – Sr(OН)2 – Ba(OН)2; напишіть рівняння відповідних реакцій. 6. Якщо через каламутну суспензію карбонату кальцію або магнію пропускати вуглекислий газ, то суспензія поступово зникає і розчин стає прозорим, але в результаті кип’ятіння цього розчину суспензія з’являється знову. Поясніть цей дослід прикладами рівнянь відповідних реакцій. |