Опыт 5. Взаимодействие цинка с кислотами

В три пробирки поместите по 1-2 гранулы цинка. В первую пробирку прилейте 1-2 мл разбавленной H₂SO₄ (2н), во вторую - концентрированной 98% H₂SO₄ (осторожно нагрейте), в третью пробирку прилейте разбавленную HNO₃ (2н). Что наблюдаете? Напишите уравнения реакций и поставьте коэффициенты.

Zn + H₂SO₄ ® ZnSO₄ + H₂

Zn + H₂SO_{4 конц.} ® ZnSO₄ + S + H₂O

Zn + HNO_{3 конц.} ® Zn(NO₃)₂ + NO₂ + H₂O

Zn + HNO_{3 разб.} ® Zn(NO₃)₂ + N₂ + H₂O

 

Опыт 6. Взаимодействие цинка с щелочами

Поместите в пробирку 1-2 гранулы цинка и прилейте 2-3 мл концентрированного раствора NaOH. Пробирку нагрейте. Выделение какого газа Вы наблюдаете? Напишите уравнение реакции.

Zn + NaOH + H₂O ® Na₂[Zn(OH)₄] + H₂

 

Опыт 7. Получение и свойства гидроксида цинка

Налейте в пробирку 5-6 капель раствора соли цинка, прилейте по каплям разбавленный раствор NaOH (2н). Отметьте цвет осадка. Осадок гидроксида цинка разделите на две пробирки. В первую пробирку прилейте раствор H₂SO₄ (2н) до растворения осадка, а во вторую пробирку - избыток раствора NaOH (2н). Сделайте вывод об амфотерных свойствах гидроксида цинка.

ZnCl₂ + NaOH ® Zn(OH)₂ + NaCl

Zn(OH)₂ + H₂SO₄ ® ZnSO₄ + H₂O

Zn(OH)₂ + NaOH ® Na₂[Zn(OH)₄]

 

Опыт 8. Получение аммиаката цинка

Налейте в пробирку 2-3 капли раствора соли цинка и прилейте 1-2 капли раствора NH₄OH (2н) до выпадения белого осадка гидроксида цинка. Добавьте к осадку избыток раствора NH₄OH (2н) до растворения осадка. Почему осадок растворился? Отметьте цвет раствора и напишите уравнение реакции растворения гидроксида цинка в избытке NH₄OH.

ZnCl₂ + NH₄OH ® Zn(OH)₂ + NH₄Cl

Zn(OH)₂ + NH₄OH ® [Zn(NH₃)₆](OH)₂

 

Задачи и упражнения

1. Укажите возможные степени окисления следующих элементов: а) Cu; б) Ag в) Zn. Приведите примеры соответствующих соединений.

2. Какие свойства (основные, кислотные, окислительные, восстановительные) имеют соединения: а) Cu⁺²; б) Ag⁺¹, в) Zn⁺². Напишите уравнения соответствующих реакций.

3. Напишите уравнения реакций свойств соединений меди и серебра:

Cu + H2SO4 (конц.) ®	Ag + HCl ®
Cu + HNO3 (конц.) ®	Cu + HNO3 (разб.) ®
Cu + H2SO4 (разб.) + H2O2 ®	AgNO3 + NaOH ®
CuSO4 + KI ®	CuSO4 + *NaOH ®
Cu(OH)2	Cu(NO3)2
CuSO4 + NH3´H2O ®	AgCl + NH3´H2O ®

 

4. Напишите уравнения реакций свойств соединений цинка:

Zn + NaOH + H2O ®	Zn + H2SO4 (конц.) ®
ZnO + NaOH	Zn(NO3)2
ZnCl2 + NaOH (избыток) ®	Na2[Zn(OH)4] + HCl (недостат.) ®
Zn(OH)2 + NH3´H2O ®	Zn(OH)2 + NaOH ®

 

5. Напишите уравнения реакций следующих превращений:

a) Cu ® Cu(NO₃)₂ ® CuO ® CuCl₂ ® Cu(OH)₂ ® CuO ® Cu

б) Zn ® Na₂[Zn(OH)₄] ® ZnSO₄ ® ZnCl₂ ® Zn(OH)₂ ® ZnCl₂ ® Zn

в) Cu ® CuSO₄ ® [Cu(NH₃)₄]SO₄ ® CuSO₄ ® CuI

г) Ag ® AgNO₃ ®AgCl ® [Ag(NH₃)₂]Cl ® AgCl ® Ag₂S

 

д) Cu ® CuCl₂ ® ZnCl₂ ® Na₂[Zn(OH)₄] ® ZnSO₄ ® Zn(NO₃)₂ ®

® Zn

6. Насыщенный раствор медного купороса содержит 27,1% СuSO₄×5H₂O. Чему равна массовая доля безводной соли CuSO₄?

7. Какой объем водорода (н.у.) выделяется при взаимодействии 130 г металлического цинка с соляной кислотой?

8. В каких растворах кислых или щелочных восстановительные свойства цинка выражены сильнее, если

Zn2+ + 2e = Zn0	Еo = - 0,76в
ZnO22- + 2H2O + 2e = Zn0 + 4OH-	Еo = - 1,26в

9. При обжиге соли металла(II) в избытке воздуха получили смесь двух оксидов, один из которых газообразный. Такое же количество этого газообразного оксида выделяется при нагревании 25,6 г меди с концентрированной серной кислотой. Второй оксид, содержащий 80,24% металла(II), обработали 146 мл раствора соляной кислоты с w=0,10 и r=1,05 г/мл. Определите массу нерастворившегося остатка.

10. В раствор сульфата меди(II) поместили пластинку железа массой 61,26 г. После того, как пластинку вынули из раствора, промыли и просушили, ее масса оказалась равной 62,8 г. Найти массу меди, выделившейся на пластинке.

11. 12,8 г сплава меди с алюминием обработали избытком соляной кислоты. Остаток промыли и растворили в концентрированной азотной кислоте. Этот раствор выпарили, а сухой остаток прокалили. Масса вещества после прокаливания равна 4 г. Определите массовую долю меди в сплаве.

12. Сплав алюминия и меди обработали избытком раствора гидроксида щелочного металла. При этом выделилось 5,6 л газа (н.у.). Нерастворившийся осадок отфильтровали, промыли и растворили в азотной кислоте. Раствор выпарили досуха, остаток прокалили. Масса полученного продукта составила 1,875 г. Определите массовую долю меди в сплаве.

ПРИЛОЖЕНИЕ

Таблица 1. Константы диссоциации некоторых слабых электролитов в водных растворах при 25^оС.

Электролит	К	рК = - lg K
Аммония гидроксид NH3×H2O	1,8×10-5	4,75
Азотистая кислота HNO2	4,0.10-4	3,40
Двухромовая кислота H2Cr2O7	K2 2,3.10-2	1,64
Кремниевая кислота H2SiO3	K1 2,2.10-10 K2 1,6.10-12	9,66 11,80
Муравьиная кислота HCOOH	1,77×10-4	3,75
Серная кислота H2SO4	K2 1,2.10-2	1,92
Сернистая кислота H2SO3	K1 1,6×10-2 K2 6,3×10-8	1,80 7,21
Сероводородная кислота H2S	K1 6,0×10-8 K2 1,0×10-14	7,22 14,0
Угольная кислота H2CO3	K1 4,5×10-7 K2 4,7×10-11	6,35 10,33
Уксусная кислота CH3COOH	1,8×10-5	4,75
Фосфорная кислота (орто) H3PO4	K1 7,5×10-3 K2 6,3×10-8 K3 1,3×10-12	2,12 7,20 11,89
Фтороводородная кислота HF	6,6.10-4	3,18
Хлорноватистая кислота HclO	5,0.10-8	7,30
Хромовая кислота H2CrO4	K1 1.10 K2 3,2.10-7	-1 6,5
Циановодородная кислота HCN	7,9×10-10	9,10
Щавелевая кислота H2C2O4	K1 5,4.10-2 K2 5,4.10-5	1,27 4,27
Фенол С6Н5ОН	1,0.10-10	10,00

 

 

Таблица 2. Произведения растворимости некоторых малорастворимых электролитов при 25^оС.

Электролит	ПР (KS)	Электролит	ПР (KS)
AgBr	6,3×10-13	CdS	7,9×10-27
AgBrO3	5,5.10-5	CoS (18oC)	2,0.10-27
AgCl	1,56×10-10	Cu(OH)2	5,6.10-20
Ag2CrO4	1,1×10-12	CuS	4,0×10-38
AgI	1,5×10-16	Fe(OH)2	8,0×10-16
Ag2SO4	7,7.10-5	Fe(OH)3 (18oC)	3,8×10-38
Ag2S	5,7.10-51	FeS	3,7.10-19
Al(OH)3	1,9×10-33	Mg(OH)2	5,5×10-12
BaCO3	7,0×10-9	MnS розовый	2,5×10-10
BaCrO4	2,3.10-10	NiS (18oC)	2,0.10-28
BaC2O4	1,2×10-7	PbCl2	2,4×10-5
Ba3(PO4)2	6,0.10-39	PbI2	8,7.10-9
BaSO4	1,08×10-10	PbS (18oC)	1,1.10-29
CaCO3	4,8×10-9	PbSO4	2,2×10-8
CaC2O4	2,6×10-9	SrCO3	1,1×10-10
CaF2	4,0.10-11	SrSO4	2,3×10-7
Ca3(PO4)2	1,0.10-29	Zn(OH)2 (20oC)	4,0.10-16
CaSO4	6,1×10-5	ZnS	1,6×10-24

 

Таблица 3. Средние коэффициенты активности ионов

в зависимости от ионной силы раствора при 25°С

Ионная сила	Заряд иона	Ионная сила	Заряд иона
		±1	±2	+3		±1	+2	±3
	0,001	0,98	0,78	0,73	0,1	0,81	0,44	0,16
	0,002	0,97	0,74	0,66	0,2	0,80	0,41	0,14
	0,005	0,95	0,66	0,55	0,3	0,81	0,42	0,14
	0,010	0,92	0,60	0,47	0,4	0,82	0,46	0,17
	0,020	0,90	0,53	0,37	0,5	0,84	0,50	0,21
	0,050	0,84	0,50	0,21

Таблица 4. Константы нестойкости комплексных ионов в водных растворах при 25^оС.

 

Схема диссоциации комплексного иона	К нестойкости	рК
[Ag(NH3)2]+ DAg+ + 2NH3	5,89×10-8	7,23
[Ag(NO2)2]- D Ag+ + 2NO2-	1,3×10-3	2,89
[Ag(S2O3)2]3- D Ag+ + 2S2O32-	2,5×10-14	13,60
[Ag(CN)2]- D Ag+ + 2CN-	1,4×10-20	19,85
[AgI2]- D Ag+ + 2I-	5,5.10-12	11,74
[Al(OH)4(H2O)2]- D Al3+ + 2OH- + 2H2O	1,0.10-33	33,0
[AlF6]3- D Al3+ + 6F-	5,01.10-18	17,30
[AuCl4]- D Au3+ + 4Cl-	5,0.10-22	21,30
[Be(OH)4]2- D Be2+ + 4OH-	1,0.10-15	15,0
[BeF4]2- D Be2+ + 4F-	4,17 .10-17	16,30
[CaЭДТА]2- D Ca2+ + ЭДТА	2,57.10-11	10,59
[Cd(CN)4]2- D Cd2+ + 4CN-	7,76.10-18	17,11
[Cd(En)2]2+ D Cd2+ + 2En	6,0.10-11	10,22
[Cd(NH3)6]2+ D Cd2+ + 6NH3	2,76.10-5	4,56
[Co(C2O4)3]3- D Co3+ + C2O42-	5,0.10-12	11,30
[Co(En)3]3+ D Co3+ + 3En	2,04.10-49	48,69
[Co(NH3)6]2+ D Co2+ + 6NH3	4,07.10-5	4,39
[Co(NH3)6]3+ D Co3+ + 6NH3	6,15.10-36	35,21
[Co(NO2)6]3- D Co3+ + 6NO2-	1,0.10-22	22,0
[Co(SCN)4]2- D Co2+ + 4SCN-	5,50.10-3	2,26
[CoЭДТА]2- D Co2+ + ЭДТА	4,90.10-17	16,31
[CoЭДТА]3- D Co3+ + ЭДТА	2,51.10-41	40,60
[Cr(OH)4]- D Cr3+ + 4OH-	1,26.10-30	29,90
[CrЭДТА]3- D Cr3+ + ЭДТА	3,98.10-24	23,40
[Cu(CN)2]- D Cu+ + 2CN-	1,0.10-24	24,00
[Cu(CN)4]3- D Cu+ + 4CN-	5,13.10-31	30,29
[Cu(H2O)2Br2]o D Cu2+ + 2Br - + 2H2O	2,22.10-6	5,75
[Cu(NH3)4]2+ D Cu2+ + 4NH3	9,33.10-13	12,03

 

 

Продолжение таблицы 4.

 

[Fe(CN)6]4- D Fe2+ + 6CN-	1,4×10-37	36,84
[Fe(CN)6]3- D Fe3+ + 6CN-	1,5×10-44	43,82
[Fe(SCN)3] D Fe3+ + 3SCN-	2,9×10-5	4,54
[FeCl3] D Fe3+ + 3Cl-	7,4×10-2	1,13
[FeF6]3- D Fe3+ +6F-	7,94×10-17	16,10
[FeЭДТА]2- D Fe2+ + ЭДТА	6,31.10-15	14,20
[FeЭДТА]3- D Fe3+ + ЭДТА	5,89.10-25	24,23
[HgBr4]2- D Hg2+ + 4Br-	1,0×10-21	21,0
[HgI4]2- D Hg2+ + 4I-	1,4×10-30	29,85
[Hg(CN)4]2- D Hg2+ + 4CN-	4,0×10-42	41,40
[Hg(SCN)4]2- D Hg2+ + 4SCN-	8,0×10-22	21,10
[MgЭДТА]2- D Mg2+ + ЭДТА	7,59.10-10	9,12
[NH4]+ D NH3 + H+	6,0.10-10	9,22
[Ni(En)3]2+ D Ni2+ + 3En	7,76.10-20	19,11
[Ni(NH3)4]2+ D Ni2+ + 4NH3	1,12.10-8	7,95
[Ni(NH3)6]2+ D Ni2+ + 6NH3	9,77.10-9	8,01
[NiЭДТА]2- D Ni2+ + ЭДТА	2,40.10-19	18,62
[PtBr4]2- D Pt2+ + 4Br-	3,0.10-21	20,52
[PtCl4]2- D Pt2+ + 4Cl-	1,0.10-16	16,00
[SnCl6]4- D Sn2+ + 6Cl-	5,1×10-11	10,29
[Zn(CN)4]2- D Zn2+ + 4CN-	6,3×10-18	17,20
[Zn(NH3)4]2+ D Zn2+ + 4NH3	2,0.10-9	8,70
[Zn(OH)4]2- D Zn2+ + 4OH-	3,6.10-16	15,44
[ZnЭДТА]2- D Zn2+ + ЭДТА	5,50.10-17	16,26

 

 

Таблица 5. Стандартные электродные потенциалы (Е^о) в водных растворах по отношению к водородному электроду.

Элемент	Электродный процесс	Eo, B
Al	Al3+ + 3e = Al	-1,66
Bi	Вi + 6H ++2e = Biз+ +ЗH2O	+1,80
Вi(OH)3 + 3e = Bi + ЗOH- -	- 0,46
Вг	Br2 + 2e = 2Br -	+1,09
ВгО3- + 6H+ + 6е = Вг - +ЗН2O	+1,45
CI	CI2 +2е = 2CI-	+1,36
ClO4- +8H+ + 8е = Cl - + 4Н2O	+1,38
Сг	Cr3+ + 3e = Cr	- 0,74
Cr2O72- +14H+ + 6е = 2Crз++7H2O	+1,33
CrO42- + 4H2O +3е =[Сr(ОН)4]- +4OН-	-0,13
Сu	Сu2+ + 2е = Сu	+0,34
Сu2+ + е = Сu+	+0,15
Cu2+ + I- + е = СuI¯	+0,86
F	F2+2e = 2F-	+2,87
Fe	Fe2+ + 2e = Fe	-0,44
Fe3+ + e = Fe2+	+0,77
Fе(ОН)з+ е =Fe(OH)2+OH-	-0,56
Н	2H+ + 2e = Н2	0,00
2Н2O +2е = Н2 + 2OН-	-0,83
I	I2 + 2е = 2I-	+0,54
2IO3- +12H+ +10е = I2 + 6Н2O	+1,19
2IO3- + 6H+ +6е = I- + 3Н2O	+1,08
2IO3- +3H2O + 6е = I- + 6OH-	+0,26
Мn	Mn2+ + 2e = Mn	-1,18
МnO4- + е = МnO42-	+0,56
МnO4- + 2Н2O +3е = МnO2 + 4OH-	+0,60
MnO4- + 4H+ + 3e = МnO2+4H2O	+1,69
MnO4- +8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O	+1,51

Продолжение таблицы 5.

 

Mn	MnO2 +4H+ + 2e = Mn2+ + 2H2O	+1,23
N	NОз- + ЗН+ + 2е = HNO2 +H2O	+0,94
NОз- + 2Н+ + е = NO2 +H2O	+0,80
NОз- + Н2O + 2е = NO2- + 2OH-	+0,01
NОз- + 4Н+ + 3е = NO +H2O	+0,96
NOз-+ 10H++8е = NH4++ 3H2O	+0,67
HNO2 + H+ = NO + H2O	+1,00
	Н2O2 +2Н++2е = 2Н2О	+1,77
Н2O2 +2е = 2OН-	+0,88
O2 +2H++2e = Н2O2	+0,68
O2 +2Н2O +2е = Н2O2 +2OН-	-0,08
Pb	Pb2+ + 2e = Pb	-0,13
Pb4+ + 2e = Pb2+	+1,80
PbO2 + 4H+ + 2e = Pb2+ + 2H2O	+1,46
S	S + 2e = S2-	-0,48
S + 2H+ + 2e = H2S	+0,14
SO42- + 4H+ + 2e = Н2SO3 + Н2O	+0,17
SO42- + Н2O + 2e = SO32- + OH-	-0,93
SO42- + 8H+ + 6e = S + 4Н2O	+0,36
S4O62- + 2e = 2S2O32-	+0,10
S2O82- + 2e = 2SO42-	+2,01
Sn	Sn2++2e = Sn	-0,14
Sn4++2e = Sn2+	+0,15
[Sn(OH)6]2- +2e = HSnO2- + 3OH-+ H2O	-0,90
Zn	Zn2+ + 2e = Zn	-0,76
ZnO22- + 2H2O + 2e = Zn + 4OH-	-1,22

СОДЕРЖАНИЕ

	Стр.
ОБЩИЕ ПРАВИЛА РАБОТЫ В ХИМИЧЕСКИХ ЛАБОРАТОРИЯХ ……………………………………….
Семинар 1. СТРОЕНИЕ АТОМА ………………………
Семинар 2. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ ……………..…….
Лабораторная работа 1. ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЭНТАЛЬПИИ РЕАКЦИИ НЕЙТРАЛИЗАЦИИ...….….
Лабораторная работа 2. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ.…………………....
Лабораторная работа 3. ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРА СОЛЯНОЙ КИСЛОТЫ...........……...…...
Лабораторная работа 4. ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИ-ЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ. ИОННЫЕ РЕАКЦИИ.АМФОТЕРНОСТЬ.………………………………...……
Лабораторная работа 5. ГЕТЕРОГЕННОЕ РАВНО-ВЕСИЕ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ……………
Лабораторная работа 6. ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ ВОДЫ. РН РАСТВОРОВ. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ............
Лабораторная работа 7. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ ………………...
Лабораторная работа 8. КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ...…………………………….………...
Лабораторная работа 9. ЭЛЕМЕНТЫ IA- IIIA ГРУПП
Лабораторная работа 10. ЭЛЕМЕНТЫ IVA И VA ГРУПП.......……………………………….…………….
Лабораторная работа 11. ЭЛЕМЕНТЫ VIA И VIIA ГРУПП....………………….…………………………..
Лабораторная работа 12. ЭЛЕМЕНТЫ VIВ - VIIIВ ГРУПП. ХРОМ, МАРГАНЕЦ, ЖЕЛЕЗО..........…...…
Лабораторная работа 13. КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ…
Лабораторная работа 14. ЭЛЕМЕНТЫ IВ И IIВ ГРУПП. МЕДЬ, ЦИНК ………………………………….
ПРИЛОЖЕНИЕ..............………………………………..