растворимая соль → нерастворимое основание → оксид металла.

Цепочку данных превращений можно проследить на примере соли меди (II).

1. При добавлении к ней щёлочи образуется нерастворимое основание гидроксида меди (II) (выпадет голубой осадок).

CuCl₂ + 2NaOH → Cu(OH)₂↓ + 2NaCl

Cu²⁺ + 2OH^- → Cu(OH)₂↓

2. При нагревании образовавшийся гидроксид разлагается на оксид металла и воду.

Cu(OH)₂ → CuO + H₂O

Для комиссии:

1. Написать все уравнения реакций, для первого молекулярное и ионное уравнения.

2. Провести реакции в соответствии с правилами техники безопасности.

3. Объяснить наблюдаемые явления.

Билет №16

Распознавание с помощью характерных реакций соли серной кислоты среди трех выданных растворов солей (нитрат натрия, сульфат натрия, хлорид натрия).

Для распознавания соли серной кислоты существует качественная реакция на сульфат-ион. Это взаимодействие данного иона с ионами бария (в молекулярном выражении с растворимыми солями бария или гидроксидом бария).

Ba(NO₃)₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2NaNO₃

Ba²⁺ + SO₄^2- → BaSO₄↓

В результате этого взаимодействия выпадает белый мелкокристаллический осадок. В других случаях (нитрат натрия, хлорид натрия) осадок не образуется.

Проведение эксперимента.

В каждую из выданных пробирок налить по небольшому количеству раствора нитрата бария, отметить, в какой выпал осадок. Эта пробирка будет содержать соль серной кислоты.

Для комиссии:

1. Написать все уравнения реакций в молекулярном и ионном видах.

2. Провести реакции в соответствии с правилами техники безопасности.

3. Объяснить наблюдаемые явления.

Билет №17

Проведение реакций, подтверждающих качественный состав выданной кислоты (серной или соляной).

Предложены примеры сильных кислот, которые при диссоциации распадаются на ионы:

H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄^2-

HCl → H⁺ + Cl^-

Для обнаружения этих ионов можно использовать следующие реакции:

образовавшаяся кислая среда (наличие ионов водорода в растворе) определяется с помощью индикаторов:

Индикатор	Переход окраски
универсальная индикаторная бумага	становится красной
метиловый оранжевый	оранжевый → красный
лакмус	тёмно-синий→красный

качественная реакция на сульфат ионы – взаимодействие с солями бария. В результате этого взаимодействия выпадает белый мелкокристаллический осадок.

Ba(NO₃)₂ + H₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2HNO₃

Ba²⁺ + SO₄^2- → BaSO₄↓

Для подтверждения наличия ионов хлора используют нитрат серебра.

AgNO₃ + HCl → AgCl↓ + HNO₃

Ag⁺ + Cl^- → AgCl↓

В результате реакции выпадает белый мелкокристаллический осадок хлорида серебра.

Проведение эксперимента:

Выбрать кислоту или использовать предложенную. Из банки с кислотой в пробирку наливают немного раствора, затем опускают туда кончик индикаторной бумаги, демонстрируют результат комиссии. Или капают несколько капель указанного индикатора (демонстрируют результат комиссии). Затем наливают небольшое количество соли бария или серебра и демонстрируют комиссии осадок.

Для комиссии:

1. Написать уравнение реакции диссоциации, для второго молекулярное и ионное уравнения.

2. Провести реакции в соответствии с правилами техники безопасности.

3. Объяснить наблюдаемые явления.

Билет №19

Определение с помощью характерной реакции соли хлороводородной кислоты среди трех выданных растворов солей (хлорида натрия, сульфата натрия, нитрата натрия).

Для распознавания соли хлороводородной кислоты существует качественная реакция на хлорид-ион. Это взаимодействие данного иона с ионами серебра (в молекулярном выражении с растворимыми солями серебра, обычно нитратом серебра).

AgNO₃ + HCl → AgCl↓ + HNO₃

Ag⁺ + Cl^- → AgCl↓

В результате этого взаимодействия выпадает белый мелкокристаллический осадок. В других случаях (нитрат натрия, сульфат натрия) осадок не образуется.

Проведение эксперимента.

В каждую из выданных пробирок налить по небольшому количеству раствора нитрата серебра, отметить, в какой выпал осадок. Эта пробирка будет содержать соль хлороводородной кислоты.

Для комиссии:

1. Написать все уравнения реакций в молекулярном и ионном видах.

2. Провести реакции в соответствии с правилами техники безопасности.

3. Объяснить наблюдаемые явления.

Билет №20

Распознавание кислоты и щелочи среди трех выданных веществ (гидроксид натрия, соляная кислота, хлорид натрия).

Кислоту и щёлочь легко определить с помощью индикатора.

Индикатор	Цвет в нейтральной среде	Цвет в кислой среде	Цвет в щелочной среде
универсальная индикаторная бумага	жёлтый	красный	синий
метиловый оранжевый	оранжевый	красный	жёлтый
фенолфталеин	бесцветный	бесцветный	малиновый
лакмус	фиолетовый	красный	синий

Третье вещество – соль, которая не может окрашивать индикаторы.

HCl → H⁺ + Cl^- (кислая среда)

NaOH → OH^- + Na⁺ (щелочная среда)

NaCl → Na⁺+ Cl^- (нейтральная среда)

Выберите наиболее подходящий на ваш взгляд индикатор, добавьте его во все 3 пробирки. По результатам визуального исследования объясните, где какое вещество.

Для комиссии:

1. Написать уравнения реакций диссоциации.

2. Провести реакции в соответствии с правилами техники безопасности.

3. Объяснить наблюдаемые явления.

Билет №22

Распознавание с помощью характерной реакции соли угольной кислоты среди трех выданных солей (сульфат натрия, карбонат натрия, хлорид натрия).

Для распознавания соли угольной кислоты существует качественная реакция на карбонат-ион. Это взаимодействие данного иона с ионами водорода (в молекулярном выражении с сильными кислотами). Происходит выделение пузырьков газа. Это происходит потому, что угольная кислота очень слабая, и сильные кислоты вытесняют её из соли.

Na₂CO₃ + 2HCl → 2NaCl + H₂O + CO₂↑

CO₃^2- + 2H⁺ → H₂O + CO₂↑

Отметив, в какой пробирке выделился газ, можно определить, где карбонат натрия.

Для комиссии:

1. Написать все уравнения реакций в молекулярном и ионном видах.

2. Провести реакции в соответствии с правилами техники безопасности.

3. Объяснить наблюдаемые явления.

Билет №23

Получение реакцией обмена нерастворимого основания и проведение реакций, характеризующих его свойства.

Этот билет полностью аналогичен №7 (проведение реакций, характеризующих свойства нерастворимых оснований).

Нерастворимые основания обладают следующими свойствами:

· они могут реагировать с сильными кислотами;

· и разлагаются при нагревании.

Рассмотрим эти свойства на примере гидроксида меди (II). Для этого получим гидроксид меди по реакции раствора сульфата меди с раствором гидроксида натрия (выпадает творожистый осадок ярко-голубого цвета):

CuSO₄ + 2NaOH → Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄

Cu²⁺ + 2OH^- → Cu(OH)₂↓

Разделим образовавшийся осадок на две части (см. рисунок).

В первую пробирку добавим серную кислоту (осадок растворяется), вторую пробирку нагреем над пламенем спиртовки (образуется чёрный осадок оксида меди (II) и вода).

Уравнения реакций:

1. Cu(OH)₂ + H₂SO₄ → CuSO₄ + 2H₂O

Cu(OH)₂ + 2H⁺ → Cu²⁺ + 2H₂O

2. Cu(OH)₂ → CuO + H₂O

Для комиссии:

1. Написать все уравнения реакций, для первого и второго ионные уравнения.

2. Провести реакции в соответствии с правилами техники безопасности.

3. Объяснить наблюдаемые явления.

Билет №24

Получение названной соли реакцией обмена (сульфат бария).

Чтобы получить соль реакцией обмена, необходимо определить, из каких ионов она образуется (скорее всего, это осадок). Затем подобрать растворимые соли или другие электролиты, при взаимодействии которых образуется эта соль.

Например: получить соль сульфат бария.

Ba²⁺ + SO₄^2- → BaSO₄↓

Для получения этой соли возьмём растворимую соль бария (например, нитрат) и растворимый сульфат (например, натрия). Запишем уравнение реакции.

Ba(NO₃)₂ + H₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2HNO₃

Билет №25

Проведение реакций, характерных для кислот (на примере серной кислоты).

Являясь сильной кислотой, серная кислота может диссоциировать в водных растворах, образуя сильнокислую среду. Она так же может взаимодействовать с большим числом различных веществ:

· металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода;

· основаниями, и с растворимыми, и с нерастворимыми;

· основными и амфотерными оксидами;

· солями более слабых и летучих кислот.

Посмотрим, что происходит при взаимодействии перечисленных веществ с серной кислотой.

Проведение эксперимента:

В 4 пробирки поместить следующие вещества:

1. раствор серной кислоты и несколько капель метилового оранжевого;

2. гранулу цинка (стружку магния, гранулу алюминия) и раствор соляной кислоты, нагреть;

3. раствор гидроксида натрия, несколько капель фенолфталеина (раствор станет малиновым) и раствор соляной кислоты;

4. карбонат натрия (раствор) или карбонат кальция и раствор соляной кислоты (выделение пузырьков газа).

Для комиссии:

Написать все уравнения реакций в молекулярном и ионном видах. Где необходимо, указать окислитель и восстановитель. Написать реакции взаимодействия кислоты с нерастворимым основанием (можно взять амфотерное), основным и амфотерным оксидом.

1. H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄^2-

Наблюдается изменение окраски индикатора оранжевый → красный.

2. Zn + H₂SO₄ → Zn SO₄ + H₂↑

восстановитель	Zn^0 – 2e → Zn^2+	процесс окисления
окислитель	2H^+ +2e → H2^0	процесс восстановления

Наблюдается выделение пузырьков газа (водород).

3. 2NaOH_(+ф/ф) + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + 2H₂O

2OH^- + 2H⁺ → 2H₂O

Произойдёт обесцвечивание малинового раствора гидроксида натрия, так как образуется сульфат натрия, чей раствор бесцветный.

4. Na₂CO₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + CO₂↑ + H₂O

CO₃^2- + 2H⁺ → CO₂↑ + H₂O

Наблюдается выделение пузырьков газа (углекислый газ).

5. Дополнительные уравнения:

Ярким примером амфотерных гидроксидов является гидроксид алюминия (он же нерастворимый гидроксид).

2Al(OH)₃ + 3H₂SO₄ → Al₂(SO₄)₃ + 6H₂O

2Al(OH)₃ + 6H⁺ → 2Al³⁺ + 6H₂O

Оксид алюминия также обладает амфотерными свойствами.

Al₂O₃ + 3H₂SO₄ → Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O

Al₂O₃ + 6H⁺ → 2Al³⁺ + 3H₂O

Для примера реакции с основным оксидом выберем оксид магния.

MgO + H₂SO₄ → MgSO₄ + H₂O

MgO + 2H⁺ → Mg²⁺ + H₂O

Дата добавления: 2015-07-25