Определение минеральных удобрений.
1) К содержимому пробирок добавляем воду. В
пробирке с суперфосфатом вещество растворилось
не полностью. Затем к этому раствору добавля-
ем раствор нитрата серебра. Выделяется желтый
осадок.

К оставшимся растворам добавляем раствор хло-
рида бария. В пробирке с сульфатом аммония вы-
падает белый осадок.


В оставшиеся пробирки добавляем концентри-
Выделяется газ бурого цвета; раствор приобретает
голубую окраску; медь растворяется.

В данной пробирке находится нитрат аммония,
так как данная реакция является качественной на
нитрат-ион.
2) К веществам добавляем раствор щелочи, на-
греваем. В пробирке с хлоридом аммония образуется
газ с резким запахом - аммиак.


К двум оставшимся веществам добавляем рас-
твор нитрата серебра. В пробирке с хлоридом калия
выпадает белый осадок.



рованную серную кислоту и медь при нагревании.
Выделяется газ бурого цвета (NO 2); раствор ста-
новится голубого цвета; медь растворяется.


Решение экспериментальных задач.
1.
Взаимодействие с водой:

Взаимодействие с азотной кислотой:

Взаимодействие с щелочными металлами:

2. 1) азотная кислота с оксидом меди (II)

2) медь с азотной кислотой:

1. При смешивании сульфата, нитрата, хлори-
да аммония, аммофосов с известью выделяется
аммиак:


В результате этого азот, который необходим для
растений, не будет поступать в почву.
2. К исследуемым веществам добавляем раствор
щелочи и нагреваем. В пробирке с хлоридом аммо-
ния выделяется аммиак - газ с резким запахом.

В оставшиеся пробирки добавляем раствор хло-
рида бария. В пробирке с сульфатом натрия обра-
зуется белый осадок:

К оставшемуся веществу добавляем концентри-
рованную серную кислоту и кусочек меди при
нагревании. Выделяется газ бурого цвета; рас-
твор становится голубого цвета; медь растворяется.
В этой пробирке находится нитрат натрия.

3. К обоим растворам добавляем нитрат се-
ребра. В одной пробирке наблюдается помутнение
раствора, а в другой образуется желтый осадок.


Осадок Ag 2 SО 4 растворим в кислотах, поэтому
раствор мутнеет.
4. Добавляем в обе пробирки воду. В пробирке
с ортофосфатом натрия вещество растворится. Во
второй пробирке вещество не растворится, следова-
тельно, в ней находится ортофосфат кальция, так
как он не растворим в воде.

Ю.И.ПАХОМОВ

Cборник
практических работ
по химии

9 КЛАСС

Продолжение. См. № 34, 35, 36, 37, 38, 39, 40, 41, 42, 43/2003

Практическая работа 25.

Цели . Закрепить знания о свойствах и взаимопревращениях соединений металлов главных подгрупп периодической таблицы Д.И.Менделеева (s- и р -элементов I–III групп).
Оборудование и реактивы. Шпатели, промывалка с дистиллированной водой, центрифуга, держатель для пробирок, Г-образная газоотводная трубка с пробкой, спиртовка, спички, штатив с пробирками, стеклянная трубка для продувания воздуха, пробирки № 5–7, санитарная склянка; в четырех пробирках (№ 1–4) для двух вариантов кристаллические вещества:

I вариант – 1) CaCl 2 , 2) NaOH, 3) K 2 CO 3 , 4) BaCl 2 ;
II вариант – 1) CaCO 3 , 2) Ba(NO 3) 2 , 3) Na 2 SO 4 , 4) KCl;

вода дистиллированная, соляная кислота (HCl), Сa(OH) 2 (известковая вода), Al(NO 3) 3 , HNO 3 (разб.),
H 2 SO 4 (разб.), HNO 3 (конц.), H 2 SO 4 (конц.), Cu (стружки), синяя лакмусовая бумажка, растворы NaOH, AgNO 3 , Ba(OH) 2 , Na 2 CO 3 , CaCl 2 , MgCO 3 (крист.).

Практическая работа 26.
Железо и его соединения

Цели . Обобщить знания об особенностях свойств переходных d -элементов и их соединений в зависимости от заряда и радиуса иона.
Оборудование и реактивы.
На демонстрационном столе учителя : щипцы тигельные, газометр с кислородом, два высоких химических стакана, шпатель, железная ложечка для сжигания веществ, спиртовка, спички, газометр с хлором, стальная проволока, кусок древесного угля, песок.
На ученических столах : спиртовка, спички, держатель для пробирок, пробирки № 1, 2, наждачная бумага, штатив с пробирками, промывная склянка, санитарная склянка; стальная проволока,
Fe (стружки, порошок), H 2 SO 4 (разб. и конц.), HNO 3 (разб. и с = 50–60%), FeSO 4 (свежеприготовленный раствор), растворы Fe 2 (SO 4) 3 , NaOH, HCl, FeCl 3 , KI, CuSO 4 , K 3 ,
K 4 , NH 4 CNS, универсальная индикаторная бумага (с цветной шкалой рН).

Переходные d -элементы имеют переменную степень окисления, и чем она выше, тем слабее проявляются основные свойства у оксида и гидроксида и сильнее – кислотные.
При повышении степени окисления элемента радиус его иона уменьшается.

Соединения с проявляют окислительные свойства, а соединения c
– восстановительные.
Железо – серебристо-белый металл с высокой пластичностью, легко куется, t пл = 1536 °С,
= 7,87 г/см 3 , обладает магнитными свойствами. Железо имеет несколько полиморфных модификаций: при обычных условиях – -Fe (объемно-центрированная кристаллическая решетка, сильный магнетизм), при 769 °С теряет ферромагнитные свойства (-Fe) и при 910 °С переходит в гранецентрированную кубическую модификацию (-Fе), а при 1400 °С – вновь в объемно-центрированную, более рыхлую (-Fe), сохраняющуюся вплоть до плавления.

Железо относится к металлам средней химической активности. При взаимодействии железа с соляной кислотой и с разбавленной H 2 SO 4 протекает реакция:

Fе 0 + 2H + = Fе 2+ + H 2 .

(Водород создает восстановительную среду, и образуется Fe 2+ .)

При обычной температуре в концентрированных H 2 SO 4 и HNO 3 железо пассивируется. Из-за образования нерастворимых пленок оксидов на поверхности железа реакция быстро прекращается:

2Fe + 6HNO 3 = Fe 2 O 3 + 6NO 2 + 3H 2 O.

При нагревании (в мелкораздробленном состоянии) железо окисляется почти всеми неметаллами с образованием смешанных соединений Fe 2+ и Fe 3+ . Например, с разбавленной HNO 3 реакция может протекать таким образом:

8Fe + 27HNO 3 = 8Fe(NO 3) 3 + 3NН 3 + 9H 2 O.

Оксид и гидроксид железа(II) проявляют основные свойства, т. е. растворяются в кислотах:

FeО + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2 O,

FeО + 2H + = Fe 2+ + H 2 O,

Fe(OH) 2 + 2H + = Fe 2+ + 2H 2 O.

При выпаривании образующихся растворов можно выделить соли в виде кристаллогидратов типа FeSO 4 7Н 2 O (железный купорос).
Салатного цвета хлопьевидный осадок гидроксида железа(II) на воздухе буреет:

4Fe(OH) 2 + О 2 + 2H 2 O = 4Fe(OH) 3 .

Восстановительные свойства (неустойчивость на воздухе) характерны также для солей железа(II). Железный купорос (FeSО 4 7H 2 O) нужно использовать только свежеприготовленным, чтобы избежать реакции:

12FеSO 4 + 3О 2 + 6H 2 О = 4Fe 2 (SO 4) 3 + 4Fе(ОН) 3 .

Оксид железа(III) и гидроксид железа(III) амфотерны:

При выпаривании кислых растворов образуются кристаллогидраты типа FeCl 3 6Н 2 О.

Окислительные свойства соединений с :

На способности соединений железа вступать в окислительно-восстановительные реакции основано поглощение кислорода гемоглобином крови (в организме взрослого человека в виде соединений содержится около 4 г железа).
Соединения железа обычно окрашены. Природные соединения, содержащие Fe 2 O 3 , – мумия (красный цвет), охра (желтый) – широко используются в красках и эмалях.

Из соединений известен и находит применение ВаFeО 4 .
В природе встречаются минералы железа:

Fe 3 O 4 (FeO Fe 2 O 3 или Fe(FeO 2) 2) – магнетит, (Fe) до 72%
(Южный Урал, Курская магнитная аномалия);

FeS 2 – пирит, (Fe) 47% (Урал);

Fe 2 O 3 – гематит, (Fe) до 65% (Кривой Рог, Украина);

Fe 2 O 3 n Н 2 О – лимонит, (Fe) до 60% (Керчь, Украина).

Практическая работа 27.
Решение экспериментальных задач
по теме «Металлы»

Цели . Закрепить и обобщить изученный материал по теме «Металлы».
Оборудование и реактивы: варианты А, Б, В.

Вариант A

Шпатель, штатив с пробирками, спиртовка, спички, держатель для пробирок, Г-образная газоотводная трубка, санитарная склянка; в пробирках № 1–4 вещества в твердом виде: МgСl 2 , NaOH, Na 2 CO 3 , NaNO 3 ; Н 2 SO 4 (конц.), фенолфталеин (спирт. р-р), синяя лакмусовая бумажка,
Сu (стружки), растворы Al 2 (SO 4) 3 , NaOH, AgNO 3 , Са(ОН) 2 (известковая вода), MgCl 2 , соляная кислота (HCl), Fе (порошок), Н 2 О 2 (пероксид водорода), HNO 3 (разб. и конц.).

Вариант Б

Центрифуга, спиртовка, спички, держатель для пробирок, штатив с пробирками, Г-образная газоотводная трубка, санитарная склянка; в пробирках № 1–4 вещества в твердом виде:
CaCO 3 , Ba(NO 3) 2 , Na 2 SO 4 , Na 2 S; соляная кислота (HCl), Са(ОН) 2 (известковая вода), HNO 3 (разб.),
Н 2 SO 4 (разб.), растворы Pb(NO 3) 2 , FeSO 4 (свежеприготовленный раствор), BaCl 2 , NH 4 CNS, NaOH,
K 4 , Al (1–2 гранулы), NaOH (крист.).

Вариант В

Щипцы тигельные, Г-образная газоотводная трубка, Fe (гвоздь с ниткой), спиртовка, спички, штатив с пробирками, держатель для пробирок, санитарная склянка; в пробирках № 1–3 вещества в твердом виде: NaCl, BaCl 2 , AlCl 3 ; растворы NaOH, Н 2 SO 4 , AgNO 3 , в пробирках № 4–5 растворы MgSO 4 и
Ca(HCO 3) 2 , Na 2 CO 3 , Са(ОН) 2 (известковая вода), Сu (стружки), соляная кислота (НСl),
Zn (2–3 гранулы).

Вариант I

1. В четырех пробирках даны следующие вещества в твердом виде: а) хлорид магния; б) гидроксид натрия; в) карбонат натрия; г) нитрат натрия. При помощи химических реакций определите, в какой пробирке находится каждое из этих веществ.

2. При помощи характерных реакций докажите, что выданное вам вещество – сульфат алюминия.

3. В одной пробирке дан раствор хлорида натрия, во второй – раствор хлорида стронция, в третьей – раствор хлорида алюминия. Определите, в какой пробирке находится каждое из выданных веществ.

Fe→FeCl₂→Fe(OH)₂ →Fe(OH)₃ →Fe(NO₃)₃

Вариант II

1. В четырех пробирках даны следующие твердые вещества: а) карбонат кальция; б) нитрат стронция; в) сульфат натрия; г) сульфид натрия. Определите, в какой пробирке находится каждое из перечисленных веществ.

2. Докажите, что кристаллы сульфата железа (II) частично окислились и содержат примеси ионов Fe3+
Добавим немного роданида калия, если есть Fe , появится красное окрашивание:
Fe₂(SO₄)₃+6KSCN=2Fe(SCN)₃+3K₂SO₄

3. В двух склянках дана вода. В одной из них вода содержит сульфат магния, а в другой – гидрокарбонат кальция. Проделайте опыты, при помощи которых можно устранить постоянную и временную жесткость воды.

4. Практически осуществите следующие превращения:
Al→Al₂(SO₄)₃ →Al(OH)₃ →Na