Лабораторная работа №1: Свойства элементов главной подгруппы и группы (стр. 5 )

Опыт 6. Комплексные соединения цинка и кадмия.

В две пробирки налейте растворы солей цинка и кадмия (порознь) и в каждую добавьте по каплям раствор гидроксида аммония до образования осадков, а затем до полного их растворения.

Напишите уравнения реакций, учитывая, что координационные числа цинка и кадмия в полученных комплексных соединениях равны 4. Напишите уравнения электролитической диссоциации полученных комплексных соединений и выражение констант нестойкости комплексных ионов.

Опыт 7. Гидролиз солей цинка и кадмия.

1.  Испытайте раствором нейтрального лакмуса реакцию среды растворов сульфатов цинка, кадмия и хлорида цинка. Напишите уравнения реакций гидролиза в молекулярной и ионной формах.

2.  В горячий раствор хлорида цинка опустите кусочек цинка, предварительно очистив его поверхность наждачной бумагой. Наблюдайте выделение водорода. Объясните механизм происходящих процессов. Напишите уравнения в молекулярной и ионной формах.

3.  К раствору сульфата кадмия прилейте раствор карбоната натрия. Наблюдайте образование осадка. Продуктом какой ступени гидролиза является образовавшееся вещество? Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций гидролиза карбоната кадмия по ступеням.

Вопросы и задачи:

1.  Напишите электронные формулы атомов цинка, кадмия и ртути. В какой группе они расположены, к какому семейству относятся?

2.  Напишите уравнения реакций растворения цинка:

а) в соляной кислоте (конц. и разб.);

б) в серной кислоте (конц. и разб.);

в) в азотной кислоте (конц. и разб.);

г) в щелочи.

3. Чем объяснить растворение металлического цинка в растворе хлорида аммония? Составьте уравнения реакций.

4. Как получить гидроксиды цинка и кадмия?

5. Напишите схему равновесия в системе: «осадок – раствор – гидроксид Zn2+» и укажите в каком направлении сместиться равновесие при добавлении: а) кислоты; б) щелочи. Растворяется ли гидроксид кадмия в кислотах и щелочах?

6. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

ZnCO3 ZnO ZnSO4 Zn(OH)2 Na2ZnO2 ZnSO4 Zn.

7.  Как из нитрата цинка получить гидроксоцинкат калия? Напишите уравнения реакций в молекулярной и оной формах.

8.  Напишите уравнения реакций, протекающих при добавлении при добавлении к раствору, содержащему ионы Zn2+ и Cd2+.

а) избытка щелочи;

б) избытка раствора аммиака.

9. Назовите некоторые комплексные соединения цинка, кадмия и ртути и составьте уравнения реакций, с помощью которых их можно получить.

10. Приведите примеры и напишите уравнения реакций, в которых:

а) цинк является восстановителем;

б) ион Hg2+ является окислителем;

в) ион Hg2+ - окислителем, восстановителем.

11. Какими реактивами нужно пользоваться и какие условия создавать, чтобы возможно полнее осадить ионы Zn (II) из растворов в виде ZnS?

12. Какое количество цинкового купороса ZnSO4 ∙ 7H2O можно получить при взаимодействии цинка с 500см3 20%-ного раствора H2SO4 (ρ = 1,14г/см3)?

13. Цинковая обманка содержит 30% ZnS. Сколько теоретически можно получить цинка и 92%-ного раствора H2SO4 из 1т этой руды?

14. 0,1405г металла вытесняет из кислоты 28см3 водорода (при н. у.). Определите эквивалент металла.

15. Определите титр, молярность и нормальность 25%-ного раствора CdSO4 (ρ = 1,294г/см3).

16. Сколько потребуется по объему 45%-ного раствора ZnCl2 (ρ = 1,489г/см3) и воды для приготовления 1м3 8%-ного раствора (ρ = 1,084г/см3)?

17. Какое количество склянок емкостью 200см3 можно наполнить металлической ртутью (ρ = 13,55г/см3), полученной путем восстановления 314,4кг чистой киновари?

18. Какой объем 1н раствора (NH4)2S требуется, чтобы осадить из раствора в виде сульфидов ионы Zn2+, Cd2+, Hg2+, если общее содержание в растворе солей ZnSO4, CdSO4, Hg(NO3)2 составляет 1г, а процентное содержание каждой из солей таково:

ZnSO4 – 40%, CdSO4 – 10%, Hg(NO3)2 – 50%?

19. Нитрат ртути (I) получают растворением ртути в разбавленной азотной кислоте в условиях избытка металла. Сколько литров 25%-ного раствора HNO3 (ρ = 1,15г/см3) расходуется на 1кгртути, исходя из принятого молярного соотношения Hg : 1,19 HNO3?

20. Сколько см3 2н раствора серной кислоты потребуется для растворения 20г Cd?

21. Какой объем 2М раствора соляной кислоты потребуется для растворения 150г Zn?

22. Сколько см3 20%-ного раствораH2SO4 (ρ = 1,14г/см3) потребуется для растворения 100кг Zn?

23. Закончить уравнения реакций:

Cd + HNO3(K)

Zn + NaOH

Zn(OH)2 + NaOH

Zn(OH)2 + NH4OH

Zn(NO3)2 + Na2CO3 + H2O

Hg(NO3)2 + NaOH

Hg2(NO3)2 + NaOH

Hg(NO3)2 + H2S

HgS + (NH4)2S

CdS + HNO3(P)

Лабораторная работа №12.

Свойства соединения хрома.

Хром относится к переходным d – элементам и находится в побочной подгруппе VI группы периодической системы элементов. В соответствии с электронной конфигурацией (3d54s1) хром может проявлять степень окисления от I до VI. Наиболее устойчивы соединения хрома (III) и хрома (VI).

На воздухе поверхность хрома покрывается оксидной пленкой, которая не растворяется в воде и кислотах и предохраняет металл от коррозии. Хром не растворяется в растворах кислот, анионы которых выступают как окислители.

Соединения хрома (III).

Оксид хрома Cr2O3 нерастворим не в воде, ни в кислотах. Отвечающий ему гидроксид Cr(OH)3 амфотерен:

2Cr(OH)3 + 3H2SO4 Cr2(SO4)3 + 6H2O,

Cr(OH)3 + 3KOH K3[Cr(OH)6]

или Cr(OH)3 + KOH KCrO2 + 2H2O.

Соли типа KCrO2 – хромиты – можно рассматривать как производные метахромитной кислоты HСrO2. Соли этой кислоты подвержены сильному гидролизу. Поэтому водные растворы хромитов имеют сильнощелочную реакцию, а солей содержащих катионы Cr (III), - кислую.

Соли хрома (II) и слабых кислот нацело гидролизуются:

Cr2S3 + 6H2O 2Cr(OH)3 + 3H2S.

Хром в степени окисления 3+ может быть восстановителем. Он легко окисляются в щелочной среде хлором, бромом, пероксидом водорода с образованием хроматов:

Cr2(SO4)3 + 3H2O2 + 10KOH 3K2SO4 + 2K2CrO4 + 5H2O,

Cr3+ - 3e + 4OH - = CrO42- + 4H+ 2

O22- + 2e = 2O2- 3

В кислой среде хром окисляется такими окислителями, как перманганат калия, висмутат калия до двухромовой кислоты:

2Cr(NO3)3 + 3KBiO3 + 6HNO3 H2Cr2O7 + 3KNO3 + 3Bi(NO3)3 + 2H2O

2Cr3+ - 6e + 7H2O = Cr2O72- + 14H+ 1

BiO3- + 2e + 6H+ = Bi3+ + 3H2O 3

Соединения хрома (VI)

Оксид хрома (VI) CrO3 – хромовый ангидрид – легко растворяется в воде с образованием хромовой (H2CrO4) и двухромовой (H2Cr2O7) кислот

2H2CrO4 = H2Cr2O7 + H2O.

Соли этих кислот называются хроматами и бихроматами. Водные растворы хроматов – щелочную. Это связано с протеканием следующих процессов:

Cr2O72- + H2O 2HCr 2H+ + 2CrO42-,

2CrO42- + 2H+ 2HCrO4- Cr2O72- + H2O.

Следовательно, чтобы провести хромат в бихромат принято подкислять раствор, а чтобы перевести бихромат в хромат – добавлять в раствор щелочь.

Хроматы тяжелых металлов плохо растворимы в воде

Pb(NO3)2 + K2CrO4 = PbCrO4 + 2KNO3.

Соединения хрома (VI) являются сильными окислителями.

Например, в кислой среде

K2Cr2O7 + 6KI + 7H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3I2 + 4K2SO4 + 7H2O,

в нейтральной среде

2K2CrO4 + 3(NH4)2S + 8H2O = 2Cr(OH)3 + 3S + 4KOH + 6NH4OH.

Экспериментальная часть.

Опыт 1. Получение и свойства гидроксида хрома (III).

Получение в двух пробирках тригидроксид хрома взаимодействием раствора соли хрома (III) (3-4 капли) с 2нраствором щелочи (1-2 капли). Испытайте его свойства, для чего добавьте в одну пробирку по каплям 2н раствор соляной и серной кислоты, а в другую – 2н раствор щелочи до растворения осадка и образования хромита.

Составьте уравнения реакций получения тригидроксида хрома и взаимодействия его с кислотой и щелочью в молекулярной и ионной формах. Сделайте вывод о химическом характере гидроксида хрома (III).

Опыт 2. Восстановительные свойства соединений хрома (III).

1.  К полученному в опыте 1 раствору хромита натрия добавьте 1-2 капли гидроксида натрия и 3-5 капель 3%-ного раствора пероксида водорода. Смесь нагрейте до изменения окраски.

2.  К раствору соли хрома (III)добавьте избыток щелочи до растворения осадка и по каплям хлорную (бромную) воду до изменения цвета раствора.

Напишите уравнения всех происходящих реакций.

Опыт 3. Условия существования в растворе хроматов и бихроматов

1. Поместите в пробирку 4-5 капель раствора хромата калия K2CrO4.

Каков цвет раствора, характерный для ионов CrO42-?

Добавьте несколько капель серной кислоты. Каков цвет раствора, обусловленный ионами Cr2O72-?

Напишите уравнения реакций в молекулярной и оной формах, учитывая, что процесс обратим.

2. Учитывая обратимость процесса, исследуемого в предыдущем опыте, определите смещение равновесия при добавлении нескольких капель щелочи. Напишите уравнения реакций перехода бихромата в хромат.

Опыт 4. Гидролиз солей хрома.

1.  В пробирку с несколькими каплями дистиллированной воды добавьте 1-2 капли лакмуса и несколько кристаллов сульфата хрома (III). После растворения соли отметьте изменение окраски лакмуса и напишите уравнения гидролиза в молекулярной и ионной формах.

2.  Получите хромат натрия (опыт 1) и нагрейте его на водяной бане до выпадения осадка. Напишите уравнения гидролиза и укажите, какое значение имеет нагревание.

Опыт 5. Получение малорастворимых хроматов

1.  В пробирку с раствором хромата калия (3-4 капли) прибавьте по 2-3 капли растворов хлорида бария (в первую пробирку) и нитрат свинца (во вторую пробирку). Отметьте цвет осадков. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.

2.  Проделайте те же опыты, заменив раствор хромата калия бихроматом. Напишите уравнения реакций.

Опыт 6. Окислительные свойства соединений хрома (VI).

а) Окисление сероводорода.

В раствор бихромата калия (4-5 капель), подкисленного 2н раствором серной кислоты (2-3 капли), внесите по каплям свежеприготовленную сероводородную воду до изменения окраски раствора. Отметьте помутнение раствора. Напишите уравнения реакции.

б) Окисление йодида калия.

К подкисленному серной кислотой раствору бихромата калия (3-4 капли) добавьте 3-4 капли раствора йодида калия. Отметьте изменение окраски. Докажите с помощью крахмала выделение свободного йода, для чего в пробирку с 4-5 каплями крахмала внесите 1 каплю полученного в опыте раствора. Напишите уравнения реакций.

Вопросы и задачи.

1.  Привести схему строения атома хрома. Почему он проявляет металлические свойства?

2.  Напишите уравнения реакций, которые позволяют определить химический характер оксидов Cr2O3 и CrO3.

3.  Напишите уравнения диссоциации гидроксидов хрома (III) и хрома (VI).

4.  Напишите уравнения реакций получения из оксида хрома (VI) хромат натрия и хромат калия.

5.  Приведите реакции, доказывающие амфотерность гидроксида хрома (III).

6.  Что получается при действии на сульфат хрома (III): а) соды? б) сульфата натрия?

7.  Приведите уравнения реакций, показывающие отношение хрома к кислотам и щелочам.

8.  В виде каких ионов находится хром (III) и хром (VI) в кислых и щелочных растворах?

9.  Приведите уравнения реакций, показывающие восстановительные свойства соединений хрома (III).

10.  Какие свойства – окислительные или восстановительные – проявляет бихромат?

11.  Как меняются окислительно-восстановительные свойства соединений хрома с увеличением степени их окисления?

12.  Почему осадок гидроксида хрома (III) после растворения в избытке щелочи снова выпадает при разбавлении или кипячении раствора?

13.  Какой объем хлора (н. у.) выделится при взаимодействии 1 моля бихромата натрия с избытком соляной кислоты?

14.  Молярная концентрация эквивалента раствора бихромата калия равна 0,25моль/дм3. Какой объем этого раствора надо взять для реакции с йодидом калия в подкисленном растворе, содержащем йодид - ионы в количестве 0,01моль?

15.  Найдите объемы растворов гидроксида калия с концентрацией 2моль/дм3 и 3%-ного раствора пероксида водорода (ρ = 1г/см3), которые потребуются для реакции с сульфатом хрома (III) массой 200г.

16.  Какую массу хромата калия надо взять, чтобы приготовить раствор объемом 500см3 с молярной концентрацией эквивалента 0,1моль/дм3?

17.  Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие переходы:

KCr(SO4) K2Cr2O7 CrO3 K2CrO4 CrCl3.

18. Допишите уравнения следующих реакций:

Cr(OH)3 + O2 + H2O

Cr2(SO4)3 + H2O2 + KOH

K2Cr2O7 + KI + H2SO4

Cr2(SO4)3 + PbO2 + KOH.

Лабораторная работа №13

Молибден и вольфрам.

Молибден и вольфрам – элементы побочной подгруппы VI группы периодической системы элементов. Электронная структура - … 4d55s1; …5d46s2.

Молибден (Мо) может проявлять окислительные числа 2+, 3+, 4+, 5+, 6+, однако соединения обладают различной устойчивостью.

Молибден относится к элементам с малой химической активностью. Он способен гореть в кислороде

2Mo + O2 = 2MoO3.

При нагревании до 700 – 8000С Мо реагирует с парами воды:

Mo + 2H2O = MoO2 + 2H2,

MoO2 + H2O = MoO3 + H2,

с галогенами:

Mo + 3F2 = MoF6,

Mo + 2Br = MoBr4.

На холоду молибден устойчив к разбавленным кислотам (HCl, HF и HNO3) и водным растворам щелочей. Растворяется в концентрированных горячих H2SO4, HCl, царской водке, смеси HF и HNO3 и в окислительно-щелочных расплавах (Na + KNO3; NaOH + KClO3).

Состояние Mo (III) не характерно; известны устойчивые соединения Mo2O3 и Mo(OH)3.

Диоксид молибдена MoO2 – прочное соединение, не обнаруживающее ни основных, ни кислотных свойств.

Известно много устойчивых соединений Mo (VI). Оксид MoO3 является ангидридом молибденовой кислоты, растворяется в щелочах

MoO3 + 2NaOH = Na2MoO4 + H2O.

При сплавлении со щелочами получаются более сложные соединения – изомолибдаты, например: K2MoO7; K2Mo3O11.

Кроме того, анионы MoO42- кислой среде способны к концентрации, в результате образуются анионы тетра -, гекса -, гептамолибдатов, например,

7MoO42- + 8H+ = [Mo7O24]6- + H2O.

Состав растворов молибдатов зависит от кислотности среды: [Mo4O13]2-, [Mo6O21]6-, [Mo8O26]4-.

При подкислении смеси растворов двух или нескольких простых солей получаются гетерополисоединения, например Na4[SiMo12O40].

Соединения молибдена (VI) обладает слабыми окислительными свойствами. При восстановлении цинком, молибденом, алюминием, железом, хлоридом олова образуются молибденовые сини, состав которых переменный, в частности, Mo4O10(OH)2 и Mo8O15(OH)6. При контролируемом восстановлении получают растворимую молибденовую синь, которая содержит анионы [Mo46+Mo25+O18]2-.

Вольфрам (W) довольно легко окисляется многими неметаллами, например, сгорает в кислороде, образуя WO3; при нагревании взаимодействует с галогенами, образуя WF6, WCl6.

Вольфрам растворяется в горячей смеси плавиковой и азотной кислот, создающей условия для образования анионных фторо - комплексов типа WF82-, WF7-:

W + 2HNO3 + 8HF = H2[WF8] + 2NO + 4H2O.

Вольфрам взаимодействует при сплавлении со щелочами в присутствии окислителя:

W + 3NaNO3 + 2NaOH = Na2WO4 + 3NaNO2 + H2O.

Вольфрам в соединениях низких степеней окисления обнаруживает металлические свойства (образует основания с восстановительными свойствами), а в высшей степени окисления проявляет неметаллический характер (образуя кислоты с ковалентными связями).

Вольфрам (III) встречается только в координационных соединениях.

Известно ограниченное число устойчивых соединений вольфрама (IV).

Диоксид вольфрама WO2 труднорастворим в воде; при нагревании растворяется в концентрированных кислотах и щелочах:

WO2 + 2HCl = WO2Cl2 + H2,

диоксодихлорид вольфрама

WO2 + 2KOH = K2WO4 + H2.

вольфрамат калия

Соединений вольфрама со степенью окисления 6+ очень много. В частности, вольфрамовый ангидрид WO3, который плохо растворяется в растворах щелочей с образованием вольфраматов:

WO3 + 2NaOH = Na2WO4 + H2O.

В растворах вольфраматов при подкислении образуются поливольфраматы, например:

6WO42- + 7H+ = [H4W6O21]5- + 3H2O.

Кроме этого известны устойчивые анионы: [H3W6O21]3- и [H2W12O40]6-.

Гидраты оксида вольфрама (VI) рассматривают как вольфрамовые кислоты: WO3 ∙ H2O или H2WO4, 2WO3 ∙ 2H2O или H2W2O7. Они образуются при действии сильной кислоты на раствор вольфрамата щелочного металла.

Соединения вольфрама (VI) является слабыми окислителями. При частичном их восстановлении получают такие нестехиометрические соединения, как вольфрамовые сини и вольфрамовые бронзы.

Состав бронз отвечает формуле MexWO, где Me – Na+, Li+, K+, Rb+ и 1 > x > 0, например Na0,4WO3, Na0,66WO3, Na0,5WO3. В вольфрамовой сини вольфрам не входит в состав одного определенного соединения, в зависимости от условий реакции могут быть получены соединения с различной степенью окисления в различных соотношениях.

Экспериментальная часть.

Опыт 1. Исследование свойств оксида вольфрама (VI).

Поместите триоксид вольфрама в 2 пробирки. В одну внесите 3-5 капель концентрированного раствора щелочи, в другую – 3-5 капель концентрированной соляной кислоты. Пробирки слегка подогрейте. Напишите уравнения реакции. Укажите какой характер проявляет WO3.

Опыт 2. Получение молибденовой и вольфрамовой кислот и изучение их свойств.

а) Получение молибденовой кислоты.

В две пробирки с насыщенным раствором молибдата аммония (3-4 капли) осторожно прилейте концентрированную серную кислоту до выпадения осадка молибденовой кислоты. В одну из пробирок прилейте по каплям раствор щелочи, а в другую – концентрированную серную кислоту до растворения осадка. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.

б) Получение вольфрамовой кислоты.

В две пробирки с насыщенным раствором вольфрамат натрия (3-4 капли) добавляйте по каплям: в одну – 2н раствор серной кислоты, в другую – концентрированную серную кислоту до получения осадка. Пробирку с концентрированной серной кислотой слегка нагрейте. Сравните цвета осадков, полученный в обеих пробирках. Белый осадок имеет переменный состав WO3 ∙ xH2O, желтый, соответствует определенному химическому соединению H2WO4 ∙ xH2O.

Чтобы проверить отношение вольфрамовой кислоты к сильным кислотам, в одну из пробирок дополнительно добавьте 3-5 капель концентрированной кислоты.

Напишите уравнения реакций.

Отметьте различие в отношении молибденовой и вольфрамовой кислот к сильным кислотам.

Опыт 3. Получение нерастворимых солей молибденовой и вольфрамовой кислот.

В две пробирки внесите по 2-3 капли насыщенного раствора молибдата аммония, в две другие – по 3-4 капли раствора вольфрамата натрия. Добавьте в одну – соли кальция, в другую – соли свинца. Напишите уравнения реакции в молекулярной и ионной формах.

Опыт 4. Восстановление молибдата аммония.

1.  В пробирку с молибдатом аммония (5-6 капель) добавьте 3-4 капли соляной кислоты, нагрейте до кипения и добавьте по каплям сернисто-кислого натрия до изменения цвета раствора. Напишите уравнения реакции.

2.  Раствор молибдата аммония (3-4 капли) подкислите раствором соляной кислоты (2-3 капли) и прибавляйте по каплям раствор хлорида олова 2+ до изменения окраски. Сравните цвет полученного продукта с цветом раствора в пункте (1).

Хлорид олова восстанавливает молибден (6+) до молибденовой сини, состоящей из оксидов MoO3, Mo2O5 и др. Напишите уравнения реакции восстановления молибдена 6+.

Опыт 5. Восстановление вольфрама 6+.

1.  К насыщенному раствору вольфрамат натрия (3-4 капли) добавьте несколько капель 2н серной кислоты и кристаллик соли Мора. Пробирку нагрейте до появления бурого оксида H2WO4. Напишите уравнения реакции.

2.  В пробирку с 3-4 каплями вольфрамата натрия добавьте несколько капель концентрированной соляной кислоты и опустите в раствор кусочек цинка. Появляется синее окрашивание, переходящее в зеленое и, наконец, в бурое. Это связано с уменьшением степени окисления вольфрама. Напишите уравнения реакции.

Опыт 6. Получение комплексных соединений молибдена и вольфрама.

В одну пробирку поместите 3-4 капли молибдата аммония; в другую несколько кристалликов вольфрамата аммония; прибавьте в обе пробирки по 6-8 капель роданида аммония, 1-2 капли концентрированной соляной кислоты и 2-3 капли раствора хлорида двухвалентного олова. Отметьте появление в одной пробирке красного окрашивания в результате образования комплексного соединения [Mo(CNS)5]-, а в другой – зелено-желтого окрашивания за счет образования (NH4)2[WO(CNS)5]2-.

Напишите уравнения реакций и укажите значение прибавления хлорида олова.

Вопросы и задачи.

1. Приведите строения атомов молибдена и вольфрама. Какой из них больше проявляет металлические свойства? Ответ мотивируйте.

2. Какие окислительные числа наиболее характерны для молибдена и вольфрама?

3. Напишите уравнения реакций, которые позволяют определить химический характер оксидов MoO3 и WO3.

4. Напишите уравнения реакций получения молибденовой и вольфрамовой кислот.

5. Какие свойства – окислительные или восстановительные – проявляют соединения молибдена (VI)? Приведите уравнения реакции.

6. Какая из кислот – молибденовая или вольфрамовая – более сильная и какая более устойчивая?

7. Напишите уравнения реакций растворения вольфрама и молибдена.

8. Какие соединения образует молибденовая кислота с серной и азотной кислотами? На какие свойства молибденовой кислоты указывают эти реакции?

9. Определите массовую долю вольфрамата железа в концентрате, если из 1т его получено 200кг W.

10. Определите массовую долю вольфрамата в следующих его соединениях: шеелите CaWO4, вольфрамите (Fe, Mn)WO4, штольпите PbWO4.

11. Какое количество вольфрамат натрия Na2WO4 ∙ 2H2O может быть получено из 100г вольфрамового ангидрида растворением в растворе гидроксида натрия с ω = 40% и ρ = 1,42г/см3? Какой объем щелочи требуется для этого?

12. Напишите структурные формулы: а) молибдата кальция; б) сернокислого молибденита.

13. Приведите уравнения реакции, доказывающих окислительные свойства соединений вольфрамата (VI).

14. Приведите примеры полианионов молибдена (VI)и вольфрама (VI).

Лабораторная работа №14.

Свойства соединений марганца.

Элемент побочной подгруппы 7 группы периодической системы марганец в наружном слое имеет 2 электрона. Подуровни с валентными электронами имеют строение …3d54s2.

У марганца отсутствует тенденция к присоединению электронов. Он способен лишь отдавать электроны: два с наружного уровня и до пяти с предпоследнего, проявляя максимальную степень окисления 7+. Кроме того, марганец проявляет степень окисления 2+, 3+, 4+, 6+. Наиболее устойчивы соединения с окислительными числами 2+, 4+, 7+.

Марганец – активный металл. Он медленно реагирует с водой, легко растворяется в разбавленных кислотах, окисляясь до Mn (II).

С повышением степени окисления марганца уменьшается основной характер его оксидов и гидроксидов, повышаются их кислотные свойства:

MnO Mn2O3 MnO2 MnO3 Mn2O7

 

Mn(OH)2; Mn(OH)3, Mn(OH)4 H2MnO4 HMnO4

основные свойства амфотерные кислотные свойства.

При действии щелочей на соли марганца (II) образуется белый осадок Mn(OH)2, легко окисляющийся на воздухе:

2Mn(OH)2 + O2 + 2H2O = 2Mn(OH)4.

Соли марганца (II)в твердом состоянии и в концентрированных растворах окрашенных в розовый цвет, разбавленные растворы бесцветны. Весьма устойчивым соединением является диоксид марганца MnO2, который может быть получен при окислении Mn (II), а также восстановителем соединений марганца (VI) и марганца (VII). Следовательно, Mn (IV) может быть и окислителем и восстановителем, однако чаще диоксид марганца используется как окислитель.

Соединением марганца (IV) при сплавлении со щелочами в присутствии окислителей образуют соли марганцеватой кислоты – манганаты, анионы которой MnO42- окрашен в зеленый цвет. Манганаты устойчивы только в сильнощелочной среде, в разбавленных растворах легко разлагаются:

3K2MnO4 + 2H2O = 2KMnO4 + MnO2 + 4KOH.

При окислении манганатов, например хлором, образуются перманганаты – соли марганцевой кислоты HMnO4. Из них наиболее важный – перманганат калия, который проявляет сильные окислительные свойства в кислой, нейтральной и щелочной средах. В зависимости от кислотности среды восстановления Mn (VII) происходит по следующим схемам

MnO42- + 5e + 8H+ = Mn2+ + 4H2O (кислая среда).

MnO4- + 3e + 2HOH = MnO2 + 4OH - (нейтральная среда),

MnO4- + e = MnO42- (щелочная среда), при малом количестве восстановителя.

При нагревании перманганаты легко разлагаются с выделением кислорода

2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2.

Экспериментальная часть.

Опыт 1.Получение и свойства дигидроксида марганца

К раствору соли марганца (II) (3-4 капли) прибавьте 5-6 капель раствора гидроксида натрия. Для установления характера гидроксида марганца полученный осадок разделите на 3 части. К одной части прибавьте 3-4 капли 2н кислоты, во второй части – 3-4 капли раствора щелочи. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.

Осадок в третей пробирке оставьте стоять на воздухе. Как меняется цвет осадка? Напишите уравнения реакции.

Опыт 2. Окисление солей двухвалентного марганца.

а) Окисление брома.

Внесите в пробирку 2-3 капли раствора сульфата марганца и 4-5 капель раствора гидроксида натрия. К полученному осадку гидроксида марганца добавьте 5-6 капель бромной воды. Отметьте изменение цвета осадка. Напишите уравнения реакций.

б) Окисление висмутатом натрия.

Поместите в пробирку 1 каплю раствора сульфата марганца и 5-6 капель 2н раствора азотной кислоты. Добавьте немного висмутата натрия. Отметьте цвет раствора. Напишите уравнения реакций.

Опыт 3. Окислительные свойства диоксида марганца.

1.  Поместите в пробирку немного диоксида марганца прибавьте 5-6 капель 2н серной кислоты и 4-5 капель раствора сульфата железа (II). Напишите уравнения реакций.

2.  В пробирку поместите немного диоксида марганца и добавьте 2-3 капли концентрированной соляной кислоты. По цвету и запаху определите какой газ выделяется. Если реакция идет недостаточно, пробирку подогрейте. Напишите уравнения реакций.

Опыт 4. Влияние реакции среды на окислительные свойства перманганата калия.

В три пробирки налейте по 3-4 капли раствора перманганата калия. Добавьте в одну пробирку 2-3 капли 2н раствора серной кислоты, в другую столько же воды, в третью – 2-3 капли раствора щелочи. В каждую пробирку надо добавить 4-5 капель раствора сульфита натрия. Отметьте изменение первоначальной окраски раствора перманганата в каждом случае. Напишите уравнения всех происходящих реакций.

Опыт 5. Окислительно-восстановительные свойства соединений марганца

(VI).

Полученный в опыте 4 манганат разделите на три пробирки.

а) Самоокисление-самовосстановление манганата.

В одной из пробирок наблюдайте разложение манганата. Напишите уравнения реакций.

б) Взаимодействие манганата калия с хлором.

Во вторую пробирку с раствором манганата добавьте 2-3 капли хлорной воды. Напишите уравнения реакций.

в) Взаимодействие манганата калия с сульфитом натрия.

В третью пробирку к раствору манганата добавьте несколько кристаллов сульфита натрия. Напишите уравнения реакций.

Опыт 6. Окислительные свойства перманганата калия.

а) Окисление сульфата железа (II).

В пробирку поместить 3-4 капли раствора перманганата калия, столько же 2н раствора серной кислоты и несколько кристалликов соли Мора. Как изменилась окраска раствора. Напишите уравнения реакций.

б) Окисление соли марганца (II).

Внесите в пробирку 3-4 капли раствора перманганата калия и столько же раствора сульфата марганца. Опустите в пробирку синюю лакмусовую бумажку. Какая среда образовалась в полученном растворе? Напишите уравнения реакций.

в) Окисление пероксида водорода.

В пробирку внесите 3-5 капель раствора перманганата калия и 2-3 капли 2н раствора серной кислоты. Добавьте 3-4 капли 10%-ного раствора пероксида водорода. Какой газ выделяется? Напишите уравнения реакций.

Опыт 7. Разложение перманганата калия при нагревании.

Поместите 3-4 кристаллика перманганата калия в пробирку и нагрейте ее до полного разложения перманганата. Выделение кислорода установите с помощью тлеющей лучинки. После охлаждения пробирки добавьте 5-6 капель холодной воды. Какой цвет имеет полученный раствор и осадок? Напишите уравнения реакций разложения.

Контрольные вопросы и задачи.

1.  Напишите электронную формулу атома марганца. Дайте на основании этой формулы краткую характеристику.

2.  Какие окислительные числа проявляет марганец?

3.  Как взаимодействует марганец с водой, кислотами, окислителями?

4.  Каков характер оксида марганца? Чем объяснить, что они сильно отличаются химическими свойствами?

5.  Приведите реакции, подтверждающие восстановительные свойства марганца (II).

6.  Приведите реакции получения диоксида марганца, охарактеризуйте его свойства с точки зрения кислотных и окислительно-восстановительных свойств.

7.  Как объяснить устойчивость манганатов в сильнощелочной среде по сравнению с разбавленными растворами?

8.  Приведите уравнения реакции доказывающих окислительные свойства перманганат – иона в кислой, нейтральной и щелочной средах.

9.  К раствору сульфата марганца на воздухе добавлены:

а) гидроксид калия;

б) сульфат аммония;

в) перманганат калия.

Напишите уравнения происходящих реакций.

10.  Напишите уравнения реакций получения солей марганца (VI), исходя из его соединений: а) более низкой степени окисления; б) высшей степени окисления.

11.  Напишите уравнения реакций, в которых соединения марганца (VI) проявляет: а) одновременно и окислительные и восстановительные свойства; б) только окислительные свойства; в) только восстановительные свойства.

12.  Сколько надо перманганата калия для окисления 315г сульфида натрия в кислой среде?

13.  Какое количество хлора выделится при действии соляной кислоты на 31,6г перманганата калия?

14.  Какое количество пиролюзита и вспомогательных материалов требуется (KNO3, KOH, Cl2) для производства 100кг перманганата; выход принимается 100%?

15.  100см3 раствора содержит 16,7г KMnO4. Сколько надо взять этого раствора и воды, чтобы получить 2дм3 0,5н раствора используемого для окисления в кислой среде?

16.  При окислении щавелевой кислоты в кислой среде 0,5н раствора перманганата калия выделилось 1120см3 диоксида углерода (н. у.). Какое количество щавелевой кислоты вступило в реакцию и какой объем раствора перманганата был израсходован?

17.  Какое количество 0,3%-ного раствора сероводорода необходимо для восстановления в кислой среде 120см3 0,5н раствора перманганата калия?

Лабораторная работа №15.

Железо, кобальт, никель.

Элементы VIII группы периодической системы элементов – железо, кобальт, никель – в металлическом виде и в виде соединений обнаруживают между собой большое сходство – семейства железа. Конфигурации их валентных подуровней выражаются соответственно формулами: …3d64s2; …3d74s2; …3d84s2.

В своих устойчивых соединениях элементы этого семейства проявляют степень окисления 2+, 3+. Для железа приблизительно одинаково характерны обе степени окисления. В простых солях кобальт очень редко проявляет степень окисления 3+, но в комплексных соединениях эта степень окисления для кобальта наиболее характерна. Никель в соединениях проявляет преимущественно степень окисления 2+.

Из элементов подгруппы железа только железо окисляется до степени окисления 6+ (ферраты).

Железо, кобальт, никель в свободном состоянии проявляют характерные металлические свойства.

Значения их стандартных электродных потенциалов Е0 соответственно равны – 0,44В; - 0,28В; - 0,25В и указывают на то, что эти металлы в ряду напряжений расположены до водорода и вытесняют его из кислых растворов. В концентрированных азотной и серных кислотах на холоду железо практически не растворяется из-за плотной пленки оксида железа (VI). При разрушении защитного слоя железо растворяется:

Fe + 6HNO3(K) = Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O.

Образуемые двухвалентными катионами подгруппы железа соли сильных кислот почти все хорошо растворимы в воде. Водные растворы имеют слабокислую реакцию вследствие гидролиза. Гидратированные ионы окрашены: Fe+2 – в бледно-зеленый, Co+2 – розовый, Ni+2 в ярко-зеленый цвета.

При обезвоживании солей окраска их меняется. Особенно резко это проявляется в случае [Co(H2O)6]Cl3. При упаривании растворов или добавлении к ним веществ, способствующих дегидратации, происходит изменение окраски от розовой до сине-фиолетовой.

Растворы солей железа (II) легко окисляются:

2Fe2+ + 1/2O2 + 2H+ 2Fe+3 + H2O.

Соли кобальта (II) и никеля (II) в водных растворах устойчивы. Гидроксиды Me(OH)2 проявляют основный характер, нерастворимы в воде и получаются в результате реакций обмена. Реакция получения гидроксида кобальта идут в стадии: сначала выпадает синий осадок основной соли

Co2+ + OH + Cl - (CoOH)Cl,

а затем при избытке щелочи образуется розовый гидроксид

(CoOH)Cl + OH - Co(OH)2 + Cl-.

На воздухе осадок постепенно буреет вследствие окисления гидроксида кобальта (II) до гидроксида кобальта (III)

4Co(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Co(OH)3.

Белый гидроксид железа (II) может быть получен при полном отсутствии кислорода. Обычно при действии щелочи на раствор соли железа (II) выпадает осадок, промежуточный между Fe(OH)2 и Fe(OH)3.

Восстановительная способность ионов Fe2+, Co2+, Ni2+ падает. Железо окисляется не только в щелочной, но и в кислой среде:

5Fe2+ + MnO4- + 8H+ 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O,

тогда как никель (II) и кобальт (II) в кислой среде устойчивы к действию окислителей. Только в щелочной среде они окисляются галогенами и другими сильными окислителями:

2Ni(OH)2 + Br2 + 2OH - 2Ni(OH)3 + 2Br -.

Степень окисления 3+ при переходе в ряду Fe – Co – Ni становиться все менее характерной, а окислительные свойства ионов усиливаются; это видно из следующих реакций:

Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O,

2Ni(OH)3 + 6HCl = 2NiCl2 + Cl2 + 6H2O,

4Co(OH)3 + 4H2SO4 = 4CoSO4 + O2 + 10H2O.

Гидроксиды кобальта (III) и никеля (III) могут быть получены окислением соответствующих гидроксидов Co(II) и Ni(II). Гидроксид железа осаждается щелочами из растворов солей железа (III), проявляет основной характер. Но наряду с этим он проявляет слабые признаки кислотных свойств, так как заметно растворяется в горячих концентрированных растворах сильных щелочей:

Fe(OH)3 + 5NaOH = Na5[Fe(OH)8].

Для Fe2+, Co2+, Ni2+ характерно комплексообразование. Являясь элементами d-семейства, ионы представляют на образование химической связи с другими элементами по донорно-акцепторному механизму свободную d-орбиталь. В комплексных соединениях Fe2+, Fe3+, Co2+, Ni2+ чаще всего координируют 6 групп лиганд, хотя могут иметь координационные числа, равные 3, 4.

Железо, кобальт, никель в комплексных соединениях являются акцепторами

NiSO4 + 4NH4OH = [Ni(NH3)4]SO4 + 4H2O.

Экспериментальная часть.

Опыт 1. действие кислот на железо.

На железные опилки действуют разбавленными 2н соляной, серной и азотной кислотами. Что наблюдается?

Повторите опыт с концентрированными кислотами: соляной, серной и азотной (осторожно!) на холоду и при нагревании. Что наблюдается? Определите по запаху выделяющийся газ. Напишите уравнения реакций. Составьте электронные схемы, укажите окислитель, восстановитель.

Опыт 2. Получение и свойства гидроксидов железа (II) и железа (III).

На растворы FeSO4 и FeCl3 действуйте щелочью – 2н NaOH. Отмечают цвет осадков. Испытывают отношение осадка к HCl и к избытку NaOH(K).

Отмечают изменения: гидроксида железа (II) при нахождении на воздухе, гидроксида железа (III) при прокаливании.

Напишите уравнения реакций в молекулярной и краткой ионной формах. Какими свойствами обладают гидроксид железа (III), гидроксид железа (II)?

Опыт 3. Реакции обнаружения ионов железа (II) и железа (III).

1.  К свежеприготовленному раствору FeSO4 прибавьте несколько капель красной кровяной соли K3[Fe(CN)6]. Образуется осадок турнбулевой сини Fe3[Fe(CN)6]2. Составьте молекулярное и ионное уравнения реакций.

2.  К раствору FeCl3 прилейте раствор желтой кровяной соли K4[Fe(CN)6]. Происходит образование осадка берлинской лазури - Fe4[Fe(CN)6]3 . Напишите молекулярное и ионное уравнение реакций.

3.  К раствору FeCl3 прилейте роданид аммония NH4CNS до образования кроваво-красного цвета роданида железа Fe(CNS)3. Напишите молекулярное и ионное уравнения реакций.

Опыт 4. Окисление железа (II).

К раствору FeSO4 прилейте 4-5 капель 2н раствора H2SO4 и раствор KMnO4 1-2 капли. Объясните обесцвечивание перманганата калия. Докажите наличие в растворе ионов Fe (III) (см. опыт 3).

Опыт 5. Восстановление железа (III).

К раствору йодида калия KI прилейте 2-3 капли FeCl3, добавьте 1см3 бензола; полученную смесь хорошо встряхните. Обратите внимание на окраску бензола. Докажите присутствие в растворе ионов железа (II) (см. опыт 3).

Составьте молекулярное и ионное уравнения реакций, схему электронного баланса. Укажите, что является окислителем, а что восстановителем.

Опыт 6. Гидролиз солей железа (III).

1.  Определите реакцию раствора FeCl3 на универсальный индикатор, метил-оранж, синий лакмус.

2.  К раствору FeCl3 прилейте 3-4 капли 2н Na2CO3 (соды). Наблюдайте образование осадка Fe(OH)3 и выделение газа. Напишите уравнения реакций всех происходящих процессов в молекулярной и ионной формах.

Опыт 7. Получение и свойства гидроксида кобальта (II).

К раствору Co(NO3)2 прилейте небольшое количество 2н NaOH. Образуется синий осадок основной соли кобальта CoOHNO3. Раствор с осадком разделите на две части: к одной прибавьте избыток щелочи (2н NaOH), а другую нагрейте. Что наблюдается?

Часть полученного осадка Co(OH)2 обработайте соляной кислотой, а в вторую часть осадка розового цвета оставьте на воздухе и наблюдайте окисление его кислородом в коричнево-бурый осадок Co(OH)3.

Составьте молекулярное и ионное уравнения всех реакций.

Опыт 8. Получение и свойства гидроксида кобальта (III).

К 3-4 каплям Co(NO3)2 прибавьте 2см3 бромной воды и раствора 2н NaOH до образования осадка черного цвета Co(OH)3. К полученному осадку прилейте 2-4 капли HCl(K) до полного растворения его. Наблюдайте выделение хлора. Напишите уравнения всех химических реакций, представив их схемами электронного баланса к ним.

Опыт 9. Получение и свойства гидроксида никеля (II).

К раствору NiSO4 прилейте 2-4 капли 2н NaOH, а затем избыток его. Что наблюдается? К осадку прилейте 2н соляной кислоты. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.

Опыт 10. Получение и свойства гидроксида никеля (III).

К раствору NiSO4 прибавьте бромную воду, а затем раствор натра (NaOH). Образуется осадок черного цвета Ni(OH)3. Слейте с него жидкость, добавьте концентрированной соляной кислоты и нагрейте.

Наблюдайте выделение хлора (реакция на йодокрахмальную бумагу). Какие свойства проявляет Ni(OH)3? Напишите уравнения всех возможных реакций в молекулярной и ионной формах. Дайте схему электронного баланса к окислительно-восстановительным реакциям.

Опыт 11. Получение аммиакатов кобальта и никеля.

а) К раствору CoCl2 прибавьте 4-5 капель раствора NH4Cl и раствора аммиака в избытке. Образуется розово-красный аммиакат Co (II). На воздухе раствор легко окисляется, желтеет, переходит в соединение Co (III).

б) К раствору NiSO4 прилейте раствор аммиака NH3OH до растворения образовавшейся вначале зеленой соли (NiOH)2SO4. Получается сине-фиолетовый раствор аммиаката никеля [Ni(NH3)6]SO4 или [Ni(NH3)6](OH)2. Напишите молекулярное и ионное уравнения всех реакций.

Вопросы и задачи.

1.  Какую серную кислоту можно перевозить в железных цистернах и почему?

2.  Напишите электронную формулу элементов в состоянии:

Fe0, Co0, Ni0, Fe+2, Co+2, Ni+2, Fe+3, Co+3, Ni+3.

3.  Какую функцию (донора или акцептора) выполняют железо, кобальт, никель в комплексных соединениях и почему?

4.  Реакции обнаружения в растворе ионов железа (II) и железа (III).

5.  Учитывая, что гидроксид железа (III) проявляет амфотерные свойства, укажите это соединение в виде соответствующих орто - и метакалиевых солей кислот.

6.  Магнетит Fe3O4 можно представить в виде Fe(FeO2)2. Солью какой кислоты является магнетит? Написать его графическую формулу, указать степень окисления железа.

7.  Почему при действии соды на хлорид железа (III) в осадок выпадает гидроксид железа (III)? Привести соответствующие уравнения реакций.

8.  1г соединения железа с хлором при обработке избытком AgNO3 образовал 2,65г хлорида серебра. Указать степени окисления железа во взятом веществе.

9.  Имеется 10г смеси сульфата железа (II) и сульфата железа (III). Смесь обработали 1,58дм3 перманганата калия в кислой среде. Определите количественный состав смеси.

10.  Напишите уравнения реакций, характеризующих следующие превращения:

а) FeS2 Fe2O3 Fe3O4 FeO Fe;

б) FeS2 Fe2O3 FeCl3 Fe(OH)3 Fe2O3 Fe.

11. В раствор сульфата меди погрузили железную пластинку массой 10г. Через некоторое время ее вынули, промыли, высушили. Ее масса оказалась равной 10,75г. Сколько граммов железа растворилось, а меди выделилось из раствора?

12. Подтвердите уравнениями реакций окислительно-восстановительные свойства соединений кобальта (II) и кобальта (III).

13. Составьте уравнения реакций получения феррата калия K2FeO4 при взаимодействии FeCl3 c KOH и Br2.

14. Напишите уравнения реакций растворения Ni2O3 в H2SO4 и HCl.

15. Составьте уравнения реакций согласно схемам:

Fe FeSO4 Fe2(SO4)3;

CoS CoO Co(NO3)2 K2[Co(CN)4].

Правила оформления лабораторных работ.

В лабораторную тетрадь записываются следующие данные:

1.  Дата.

2.  Номер и название работы.

3.  Название опыта, эксперимента.

4.  Уравнения химических реакций в молекулярной и ионной формах, ионно-электронные для окислительно-восстановительных реакций (уравнения электронного баланса).

5.  Оформление работы проводится во время занятий и проверяется преподавателем.

Содержание

Лабораторная работа №1

Свойства элементов главной подгруппы II группы…………

Лабораторная работа №2

Бор, алюминий………………………………………………….

Лабораторная работа №3

Углерод и кремний……………………………………………..

Лабораторная работа №4

Олово и свинец…………………………………………………

Лабораторная работа №5

Азот и его соединения………………………………………….

Лабораторная работа №6

Фосфор, мышьяк, сурьма, висмут……………………………..

Лабораторная работа №7

Сера………………………………………………………………

Лабораторная работа №8

Галогены ………………………………………………………..

Лабораторная работа №9

Взаимодействие металлов с кислотами и щелочами…………

Лабораторная работа №10

Подгруппа меди ………………………………………………..

Лабораторная работа №11

Цинк, кадмий, ртуть……………………………………………

Лабораторная работа №12

Свойства соединений хрома …………………………………..

Лабораторная работа №13

Молибден и вольфрам………………………………………….

Лабораторная работа №14

Свойство соединений марганца……………………………….

Лабораторная работа №15

Железо, кобальт, никель……………………………………….