Лысоконь Ирина Алексеевна

МБОУ СОШ № 2 ст. Архонская Пригородного района РСО-Алания

Учитель химии

Тема урока: Практическая работа № 1 Получение и свойства соединений металлов.

Цель урока:повторить основные вопросы химии металлов. На практике закрепить знания об основных свойствох металлов, качественные реакции по металлам.

Оборудование: наборы химических реактивов и оборудование к практической работе.

Ход урока

1. Организационная часть.

2. Повторение правил ТБ при работе с едкими веществами.

3. Выполнение работы согласно инструкции учебника стр 84 – 85 9 класс, Габриелян О.С.:

Задание 1

В химии данное правило не справедливо. Результат реакции часто определяется порядком сливания реагентов и их соотношением. Докажем это.

1) В пробирку с раствором хлорида алюминия добавим по каплям раствор щелочи:

А1С1₃ + 3NaOH(недостаток) = 3NaCl + Al(OH)₃↓

Al³⁺ + 3Сl_- + 3Na⁺ + 3ОН^- = А1(ОН)₃↓ + 3Na⁺ + 3Сl^-

А1³⁺ + 3ОН^- = Al(OH)3↓

Наблюдаем образование белого осадка гидроксида алюминия.

2) В другую пробирку с раствором щелочи добавим раствор

хлорида алюминия. В данном случае, щелочь присутствует в избытке, поэтому А1(ОН)₃ в начале не образуется, идет образование алюмината натрия:

А1С1₃ + 4NaOH(избыток) = NaA1О₂ + 3NaCl + 2Н₂О

А1³⁺ + 3Сl^- + 4Na⁺ + 40Н^- = Na⁺ + А1О₂^- + 3Na⁺ + 3Сl^- + 2Н²О

А1³⁺ + 4ОН^- = А1О₂^- + 2Н₂О

Только, после добавления избытка А1С13 выпадет осадок А1(ОН)3.

3) Докажем амфотерный характер А1(ОН)₃. Для этого, полученный осадок А1(ОН)₃ разделим на 2 пробирки. В одну из пробирок добавим раствор любой сильной кислоты, в другую — раствор щелочи (избыток). В обоих случаях наблюдаем растворение осадка гидроксида алюминия:

А1(ОН)₃ + 3НС1 = А1С1₃ + 3Н₂О

А1(ОН)₃ + 3Н⁺ + 3Сl^- = А1³⁺ + 3Сl^- + 3Н₂О

А1(ОН)₃ + 3Н⁺ = А1³⁺ + 3Н₂О

А1(ОН)₃ +NaOH = NaA1О₂ + 2Н₂О

А1(ОН)₃ + Na⁺ + ОН^- = Na⁺ +А10₂^- + 2Н₂О

А1(ОН)₃ + ОН^- = А1О₂^- + 2Н₂О

Таким образом, гидроксид алюминия растворяется, как в кислотах, так и в щелочах, поэтому он амфотерен.

Задание 2

Задание 2

Для доказательства качественного состава СаС1₂ проведем реакции, характерные для катиона кальция и хлорид-аниона. Для этого раствор СаС1₂ разольем на 2 пробирки.

В одну из них добавим раствор карбоната натрия:

Na₂CО₃ + СаС1₂ = CaCО₃↓ + 2NaCl

2Na⁺ + СО₃^2- + Са²⁺ + 2Сl^- = СаСО₃↓ + Na⁺ + 2Сl^-

Са²⁺ + СО₃^2- = CaCО₃↓

Наблюдаем выделение белого осадка карбоната кальция СаСО₃

В другую пробирку прильем раствор нитрата серебра

СаС1₂ + 2AgNО₃ = Ca(NО₃)₂ + 2AgCl↓

Са²⁺ + 2Сl^- + 2Ag⁺ + 2NО₃^- = Ca²⁺+ 2NО₃^- + 2AgCl↓

Сl^- + Ag⁺ = AgCl↓

Наблюдаем выделение белого творожистого осадка.

Задание 3

Необходимо осуществить следующие превращения:

Fe → FeCI₂ → FeCl₃

В пробирку с железными опилками добавим раствор соляной кислоты. Наблюдаем растворение железа и выделение газообразного водорода:

Fe⁰ + 2Н⁺С1 = Fe²⁺Cl₂ + Н₂⁰↑

Fe⁰ - 2е = Fe²⁺ 2 1 восстановитель

2Н⁺ +2е = Н₂⁰ 2 1 окислитель

Докажем наличие ионов железа (II). Для этого, добавим в пробирку раствор красной кровяной соли:

Качественная реакция на ион железа (II):

K₃[Fe⁺³(CN)₆] + Fe⁺²C1₂ = 2КС1 + KFe⁺³[Fe⁺²(CN)₆]

красная кровяная соль турнбулева синь

3К⁺ + Fe²⁺ + 2Сl^- + [Fe(CN)₆]^3- = KFe [Fe(CN)₆]↓ + 2K⁺ + 3Сl^-

K⁺ + Fe²⁺ + [Fe(CN)₆]³- = KFe [Fe(CN)₆]↓

Наблюдаем, образование темно-синего осадка турнбулевой сини, следовательно, ионы Fe²⁺ получены.

Для осуществления второго превращения используем хлорную воду, которая представляет собой раствор хлора в воде, т. е. является реагентом С1₂.

2Fe²⁺Cl₂ + С1₂⁰ = 2Fe³⁺Cl₃

Fe²⁺ -le= Fe³⁺

2

восстановитель

Cl₂° +2e = 2Сl^-

1

окислитель

2Fe²⁺ +CI₂° = 2Fe³⁺ + 2Сl^-

Цвет раствора изменяется.

Докажем наличие ионов железа (III). Для этого можно провести одну из предлагаемых реакций:

Качественные реакции на ион железа (III):

а) Прильем к пробирке раствор желтой кровяной соли:

K₄[Fe⁺²(CN)₆] + Fe⁺³C1₃ = 3KCI + KFe⁺³lFe⁺²(CN)₆]↓

желтая кровяная соль берлинская лазурь

4К⁺ + Fe³⁺ + 3Сl^- + [Fe(CN)₆]^4- = KFe [Fe(CN)₆]↓ + 3K⁺ + 3Сl^-

К⁺ + Fe³⁺ + [Fe(CN)₆]^4- = KFe [Fe(CN)₆]↓

Наблюдаем, образование темно-синего осадка берлинской лазури, значит, в растворе присутствуют ионы железа (III).

б) Добавим в пробирку с раствором FеС1₃ роданид аммония или натрия: Fe⁺³CI₃ + NaNCS = [FeNCS]Cl₂ + NaCI

роданид натрия

Fe³⁺ + NCS^- = FeNCS²⁺

Задание 4

Необходимо получить FeSO₄ тремя различными способами:

В пробирку с железными опилками прильем разбавленный раствор серной кислоты. Наблюдаем растворение железа и выделение водорода:

Fe° + H₂⁺'S0₄ -» Fe⁺²S0₄ + H₂°↑

восстановитель

окислитель

Fe° - 2e = Fe²⁺

2H⁺ +2e = H₂°

В результате реакции образуется сульфат железа.

В пробирку с раствором медного купороса добавим железо. Наблюдаем, изменение окраски раствора, из голубого раствор становится светло-зеленым, который быстро желтеет и мутнеет. В результате реакции выделяется красная медь.

Cu²⁺SO₄ + Fe° = Fe⁺²SO₄ + Cu⁰↓

Голубой светло-зеленый красный

Fe° -2е= Fe²⁺ восстановитель

Cu²⁺ +2е = Cu° окислитель

Для получения FeSО₄ осуществим следующие превращения: FeCl₂→ Fe(OH)₂ → FeSО₄

К раствору хлорида железа прильем раствор щелочи:

FeCl₂ + 2NaOH = 2NaCl + Fe(OH)₂↓

Fe²⁺ + 2Сl^- + 2Na⁺ + 2ОH^- = 2Na⁺ + 2Сl^- + Fe(OH)₂↓

Fe²⁺ + 2ОH^- = Fe(ОH)₂↓

В результате реакции образуется осадок гидроксида железа (II) белого цвета.

К полученному, в предыдущем опыте осадку Fe(OH)₂ добавим раствор серной кислоты:

Fe(OH)₂ + H₂SО₄ = FeSО₄ + 2Н₂О

Fe(OH)₂ + 2Н⁺ + SО₄²- = Fe²⁺ + SО₄^2- + 2H₂О

Fe(OH)₂ + 2H⁺ = Fe²⁺ + 2H₂О

Задание 5

Для доказательства качественного состава FeSО4 разольем раствор сульфата железа в 2 пробирки. В одну из них добавим раствор красной кровяной соли:

K3[Fe+3(CN)6] + FeS04 = K2S04 + KFe [Fe(CN)6]↓

красная кровяная соль турнбулева синь

Наблюдаем, образование темно-синего осадка турнбулевой сини, значит, в растворе присутствуют ионы железа — Fe2+.

В другую пробирку, добавим раствор хлорида бария:

FeSO4 + ВаС12 = FeCl2 + BaS04↓

Fe2+ + SO42- + Ba2+ + 2Сl- = Fe2+ + 2Сl- + BaSO4↓

Ba2+ + SO42- = BaSO4↓

Наблюдаем, выделение белого осадка сульфата бария BaSО4, значит, в растворе присутствуют сульфат-ионы SО₄^2-.

Домашнее задание. Оформить работу, закончив все уравнения реакций.

§ 14 (до конца), упр. 2, 3, 7