ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 4
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА d-ЭЛЕМЕНТОВ
Теоретическая часть
Химия d-элементов
В атомах d-элементов (переходных металлов) происходит заполнение электронами d-подуровня предвнешнего энергетического уровня. На внешнем энергетическом уровне их атомов содержится, как правило, два s-электрона. Близость строения валентных оболочек атомов переходных элементов определяет общность их свойств. Все они являются металлами, в соединениях проявляют различные степени окисления, высшая из которых равна номеру группы, в которой находится данный элемент.
Химия хрома и его соединений
Хром получают электролизом растворов или расплавов его солей, или методом алюминотермии из оксида хрома(III):
Cr2O3 + 2Al 
2Cr + Al2O3
Концентрированные растворы серной и азотной кислот на холоду пассивируют хром. Разбавленная серная и хлороводородная кислоты окисляют хром до степени окисления +2, а разбавленная азотная кислота – до степени окисления +3:
Cr + 2HCl ® CrCl2 + H2
8Cr + 30HNO3 ® 8Cr(NO3)3 + 3N2O + 15H2O
Соединения хрома в степени окисления +2 являются сильными восстановителями, способными восстановить воду:
2CrCl2 + 2H2O ® 2Cr(OH)Cl2 + H2
Оксид и гидроксид хрома(II) проявляют основные свойства и взаимодействуют только с кислотами.
Оксид хрома(III) может быть получен разложением дихромата аммония при нагревании:
(NH4)2Cr2O7 N2 + Cr2O3 + 4H2O
Соответствующий ему нерастворимый гидроксид хрома (III) получают при действии недостатка щелочи на соли хрома(III):
СrCl3 + 3NaOH ® Cr(OH)3¯ + 3NaCl
Гидроксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами:
Cr(OH)3 + 3HCl ® CrCl3 + 3H2O
Cr(OH)3+3NaOH ® Na3[Cr(OH)6]
Соединения хрома (III) в щелочной среде проявляют восстановительные свойства, окисляясь бромом, пероксидом водорода или другими окислителями в соединения хрома(VI):
2Na3[Cr(OH)6] + 4NaOH + 3Br2 ® 2Na2CrO4 + 6NaBr + 8H2O
Оксид хрома(VI) – кислотный оксид. Ему соответствуют хромовая H2CrO4 и дихромовая H2Cr2O7 кислоты:
CrO3 + H2O ® H2CrO4
2CrO3 + H2O ® H2Cr2O7
В водных растворах между хромат - и дихромат-ионами устанавливается равновесие:
2CrO42- + 2H+ 
Cr2O72- + H2O,
которое в кислой среде смещено в сторону образования дихромат-ионов (оранжевого цвета), а в щелочной среде - в сторону хромат-ионов (желтого цвета):
2K2CrO4 + H2SO4 ® K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O
K2Cr2O7 + 2KOH ® 2K2CrO4 + H2O
Хроматы и дихроматы в кислой среде являются сильными окислителями, восстанавливаясь до соединений хрома(III):
K2Cr2O7 + 3K2SO3+ 4H2SO4 ® Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 + 4H2O
K2Cr2O7 + 6KI + 7H2SO4 ® Cr2(SO4)3 + 3I2 + 4K2SO4 + 7H2O
Химия марганца и его соединений
Марганец активно взаимодействует с разбавленными растворами серной и хлороводородной кислот с выделением водорода:
Mn + 2HCl ® MnCl2 + H2
Ввиду высокой активности марганец легко окисляется кислородом воздуха, образуя очень прочную оксидную пленку, которая препятствует дальнейшему взаимодействию. Образованием такой пленки объясняется пассивирование марганца холодной концентрированной азотной кислотой. Разбавленная азотная кислота окисляет марганец до степени окисления +2:
3Mn + 8HNO3 (1:1) ® 3Mn(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Марганец образует несколько оксидов, свойства которых зависят от степени окисления марганца: оксиды марганца (II, III) - основные, оксид марганца (IV) - амфотерный, оксиды марганца (VI, VII) - кислотные.
Нерастворимый в воде гидроксид марганца (II) может быть получен действием щелочей на соли марганца:
MnSO4 + 2NaOH ® Mn(OH)2 + Na2SO4
Гидроксид марганца(II) проявляет основные свойства
Mn(OH)2 + H2SO4 ® MnSO4 + 2H2O.
Обладая восстановительными свойствами, Mn(OH)2 легко окисляется кислородом воздуха до MnO2 или до MnO(OH)2:
2Mn(OH)2 + O2 ® MnO2 + 2H2O
Действием таких сильных окислителей, как висмутат натрия NaBiO3 или оксид свинца(IV) PbO2, соли марганца(II) окисляются в кислой среде до марганца(VII):
2Mn(NO3)2+5NaBiO3+14HNO3®2NaMnO4+5Bi(NO3)3+3NaNO3+7H2O
Оксид марганца(IV) взаимодействует с кислотами-восстановителями, а при сплавлении – со щелочами:
MnO2 + 4HCl ® MnCl2 + Cl2 + 2H2O
2KOH + MnO2®K2MnO3 + H2O
Оксид марганца(VI) MnO3 и соответствующая ему марганцовистая кислота H2MnO4 в воде чрезвычайно мало устойчивы и разлагаются в момент образования. Соли этой кислоты, например манганат калия K2MnO4, в щелочных растворах значительно более устойчивы и придают им темно-зеленую окраску.
Марганцовая кислота HMnO4 и соответствующие ей соли - перманганаты, например, KMnO4, имеют в растворах характерный красно-фиолетовый цвет. Перманганаты являются сильными окислителями, особенно в кислой среде. Продуктами восстановления перманганат-ионов являются ионы Mn2+ (бесцветный раствор в кислой среде), черно-бурый осадок MnO2 (в нейтральной или слабощелочной среде) или ионы MnO42- (зеленый раствор в сильнощелочной среде):
2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 ®2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 3H2O
2KMnO4 + 3Na2SO3 + H2O ® 2MnO2 + 3Na2SO4 + 2KOH
2KMnO4 + Na2SO3 + 2KOH ® 2K2MnO4 + Na2SO4 + H2O
Химия железа и его соединений
Железо является достаточно активным металлом, легко растворяется в хлороводородной, разбавленной азотной и серной кислотах:
Fe + 2HCl ® FeCl2 + H2
Fe + H2SO4 (разб.) ® FeSO4 + H2
Fe + 4HNO3 (разб.) ® Fe(NO3)3 + NO + 2H2O
Холодные концентрированные растворы серной и азотной кислот пассивируют железо.
Нерастворимые в воде оксид железа(II) FeO и гидроксид железа(II) Fe(OH)2 обладают основными свойствами:
FeO + H2SO4 ® FeSO4 + H2O
Fe(OH)2¯ + Н2SO4 ® FeSO4 + 2H2O
Гидроксид железа(II) Fe(OH)2 получают действием щелочей на соли железа(II) в отсутствие кислорода:
FeSO4 + 2NaOH ® Fe(OH)2 + Na2SO4.
Кислородом воздуха Fe(OH)2 легко окисляется до бурого гидроксида железа (III):
4Fe(OH)2+ 2H2O + O2 ® 4Fe(OH)3
Гидроксид железа(III) Fe(OH)3 получают действием щелочей на соли железа(III).
FeCl3 + 3NaOH ® Fe(OH)3 + 3NaCl
Гидроксид железа (III) обладает амфотерными свойствами, однако, его кислотные свойства проявляются лишь в очень жестких условиях, например, при сплавлении:
Fe(OH)3 + 3HCl ® FeCl3 + 3H2O
Fe(OH)3 + NaOH ® NaFeO2 + H2O
В кислой среде ионы железа(III) проявляют окислительные свойства, восстанавливаясь до железа(II):
FeCl3 + 2HI ®2FeCl2 + I2 + 2HCl
Ионы железа(II) и железа(III) образуют многочисленные координационные соединения с различными лигандами.
FeSO4 + 6KCN ® K4[Fe(CN)6] + K2SO4
FeCl3 + 6KCN ® K3[Fe(CN)6] + 3KCl
Интенсивная кроваво-красная окраска тиоцианатного комплекса железа(III) используется для обнаружения ионов железа(III) в растворе:
FeCl3 + 6KCNS ® K3[Fe(SCN)6] + 3KCl
Гексацианоферрат(II) калия K4[Fe(CN)6] с ионами железа(III) образует темно-синий осадок берлинской лазури:
K4[Fe(CN)6] + FeCl3 ® KFe[Fe(CN)6]¯ + 3KCl,
а гексацианоферрат(III) калия K3[Fe(CN)6] с ионами железа(II) образует темно-синий осадок турнбулевой сини:
K3[Fe(CN)6] + FeSO4 ® KFe[Fe(CN)6]¯ + K2SO4.
Две последние реакции также являются качественными реакциями на ионы железа.
Химия меди и ее соединений
Медь расположена в ряду напряжений после водорода и не реагирует в отсутствие окислителей с хлороводородной и разбавленной серной кислотами.
Кислотами окислителями (H2SO4(конц.), HNO3) медь окисляется до степени окисления +2:
Cu + 2H2SO4 (конц.) ® CuSO4 + SO2 + 2H2O
Cu + 4HNO3 (конц.) ® Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
3Cu + 8HNO3 (разб.) ® 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Так как степень окисления +1 для меди менее характерна, чем степень окисления +2, то большинство простых соединений меди(I) легко переходят в более устойчивые соединения меди((II). Красный оксид меди(I) Cu2O образуется при нагревании меди на воздухе до 200оС и легко окисляется в CuO при избытке кислорода. Гидроксид меди(I) CuOH очень неустойчив и разлагается на оксид Cu2O и воду, а также легко окисляется до Cu(OH)2. Координационные соединения меди(I), например, [Cu(NH3)2]OH, К[Cu(CN)2], или малорастворимые галогениды меди (I) белого цвета, значительно более устойчивы.
Черный оксид меди(II) CuO образуется при нагревании меди в избытке кислорода выше 300оС.
Гидроксида меди(II) Cu(OН)2 в виде голубого осадка получают действием щелочей на соли меди(II):
CuSO4 + 2NaOH ® Cu(OН)2 + Na2SO4
При нагревании осадок Cu(OН)2 чернеет вследствие образования черного оксида меди(II):
Cu(OН)2 ® СuO + H2O
Гидроксид меди(II) Cu(OН)2 проявляет амфотерные свойства с преобладанием основных свойств. Кислотные свойства Cu(OН)2 проявляются лишь при действии концентрированных растворов щелочей:
Cu(OН)2 + Н2SO4 ® CuSO4 + 2H2O
Cu(OН)2 + 2NaOH (конц.) ® Na2[Cu(OH)4]
Ионы меди(II) образуют многочисленные координационные соединения. Образование тетраамминмеди(II)-ионов, придающих раствору интенсивно-синюю окраску, используется для обнаружения ионов меди(II) в растворе:
Cu2+ + 4NH3 ® [Cu(NH3)4]2+
Окислительные свойства для меди(II) мало характерны и проявляются лишь в реакциях с очень сильными восстановителями:
2CuSO4 + 4KI ® 2CuI¯ + I2 + 2K2SO4
Химия цинка и его соединений
Цинк в соединениях всегда имеет степень окисления +2. Так как он расположен в ряду напряжений до водорода, а его гидроксид обладает амфотерными свойствами, то цинк взаимодействует как с кислотами, так и со щелочами:
Zn + 2HCl ® ZnCl2 + H2
Zn + H2SO4 (разб.) ® ZnSO4 + H2
4Zn + 5H2SO4 (конц.) ® 4ZnSO4 + H2S (или S¯) + 4H2O
3Zn + 8HNO3(конц.) ® 3Zn(NO3)2 + 2NO+ 4H2O
4Zn + 10HNO3 (разб.) ® 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O
4Zn + 10HNO3 (очень разб.) ® 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
Zn + 2NaOH + 2H2O ® Na2[Zn(OH)4] + 2H2
Белого цвета осадок гидроксида цинка Zn(OH)2 получают действием недостатка щелочей на соли цинка:
ZnSO4 + 2NaOH ® Zn(OH)2 + Na2SO4
Гидроксид цинка, являясь амфотерным, растворяется в кислотах и щелочах:
Zn(OH)2 + H2SO4 ® ZnSO4 + 2H2O
Zn(OH)2 + 2NaOH ® Na2[Zn(OH)4]
Гидроксид цинка (в отличие от гидроксида алюминия) растворяется в растворе аммиака с образованием координационного соединения:
Zn(OH)2+ 6NH3 ® [Zn(NH3)6](OH)2
Экспериментальная часть
Опыт 1. Получение и свойства соединений хрома (III)
а) Кислотно-основные свойства гидроксида хрома(III). В две пробирки внесите по 3-4 капли раствора хлорида хрома (III) и по несколько капель раствора NaOH до появления осадка Сr(ОН)3. Экспериментально докажите его амфотерность, добавив в одну пробирку избыток раствора щелочи, а в другую раствора соляной кислоты.
Напишите в молекулярном и ионно-молекулярном виде уравнения реакций получения гидроксида хрома (III) и взаимодействия его с кислотой и щёлочью. Запишите наблюдения.
СrC13 + 3NaOH ® Cr(OH)3 + 3NaC1
Сr(OH)3 + 3HC1 ® CrC13 + 3H2O
Сr(OH)3 + 3NaOH ® Na3[Cr(OH)6]
б) Восстановительные свойства солей хрома (III). К раствору Na3[(CrOH)6], полученному в опыте 1а, добавьте несколько капель 3%-ного раствора пероксида водорода, нагрейте раствор на водяной бане.
Объясните изменение окраски раствора. Напишите уравнение реакции и уравняйте его ионно-электронным методом.
2Na3[Cr(OH)6] + 3H2O2 ® 2Na2CrO4 + 2NaOH + 8H2O
Опыт 2. Получение и свойства хроматов и дихроматов
а) Смещение равновесия между хромат(VI)- и дихромат(VI)- ионами. К раствору К2CrO4 прилейте 2 моль/л раствор серной кислоты, а к раствору K2Cr2O7 – 2 моль/л раствор КOH.
Запишите наблюдения. Напишите в ионном виде уравнение реакции, объясняющее изменение окраски растворов.
2K2CrO4 + H2SO4 ® K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O
K2Cr2O7 + 2KOH ® 2K2CrO4 + H2O
б) Окислительные свойства соединений хрома (VI). К раствору дихромата калия, подкисленному 2 моль/л раствором серной кислоты, прилейте раздельно в 2-х пробирках растворы NaNO2 и Na2S. Запишите наблюдения.
Напишите и уравняйте уравнения реакций ионно-электронным методом:
K2Cr2O7+ 3NaNO2 4H2SO4 + ® Cr2(SO4)3+ 3NaNO3 + 4H2O + K2SO4
4K2Cr2O7+16H2SO4+3Na2S®4Cr2(SO4)3+4K2SO4+3Na2SO4+16H2O
Oпыт 3. Получение и свойства соединений марганца
а) Получение и свойства гидроксида марганца (II). В четыре пробирки с раствором сульфата марганца (II) прилейте раствор NaOH до образования осадка Mn(OH)2.
MnSO4 + 2NaOh ® Mn(OH)2 + Na2SO4
Одну пробирку оставьте для наблюдения за изменением окраски осадка во времени. Запишите наблюдения.
2Mn(OH)2 + O2(из воздуха)® 2MnO(OH)2
Во вторую пробирку прилейте 2 моль/л раствор НС1, в третью - избыток 2 моль/л раствора NaOH, а в четвёртую – бромной воды.
Mn(OH)2 + 2HCl → MnCl2 + 2H2O
Mn(OH)2 + NaOH 
Mn(OH)2 + Br2 + 2NaOH ® MnO(OH)2 +H2O + 2NaBr
На основании наблюдений сделайте вывод о кислотно-основных и восстановительных свойствах гидроксида марганца (II). Напишите уравнения всех реакций. Окислительно-восстановительные реакции уравняйте ионно-электронным методом.
б) Окислительные свойства перманганата калия. В три пробирки налейте по 1-2 мл разбавленного раствора перманганата калия.
В одну пробирку добавьте 2-4 капли 2 моль/л раствора серной кислоты, в другую – несколько капель 2 моль/л раствора NaOH.
В каждую из пробирок добавьте немного кристаллического Na2SO3. Запишите ваши наблюдения и уравняйте уравнения реакций ионно-электронным методом.
2KMnO4+3H2SO4+5Na2SO3®2MnSO4+5Na2SO4+K2SO4+3H2O
2KMnO4 + 3H2O + 3Na2SO3® 2MnO(OH)2 + 2KOH + 3Na2SO4
2KMnO4 + 2KOH + Na2SO3 ® 2K2MnO4 + Na2SO4 + H2O
Сделайте вывод о влиянии реакции среды на окислительные свойства перманганата калия.
Опыт 4. Взаимодействие железа с кислотами
Поместите в две пробирки по кусочку железа. В пробирки добавьте по 1-2 мл 2 моль/л растворов H2SO4 (в первую) и HNO3 (во вторую). Если реакции протекают медленно, подогрейте пробирки в водяной бане.
Проверьте присутствие в полученных растворах ионов Fe3+, добавив в пробирки по 1-2 капли раствора тиоцианата аммония (качественная реакция на Fe3+).
Запишите ваши наблюдения и уравняйте уравнения реакций.
Fe + H2SO4(разб.) ® FeSO4 + H2
Fe + 4HNO3(разб.)® Fe(NO3)3 + NO + 2H2O
Fe3+ + 6SCN - ® 
[ Fe(SCN)6]3-
Опыт 5. Получение и свойства гидроксидов железа (II) и железа (III)
а) Получение и свойства гидроксида железа(II). Растворите в дистиллированной воде немного кристаллического сульфата железа(II) и добавьте в полученный раствор по каплям 2 моль/л раствор NaOH до появления осадка гидроксида железа(II).
FeSO4 + 2NaOH ® Fe(OH)2+ Na2SO4
Полученный осадок разделите на 3 пробирки. В одну пробирку прилейте раствор НСl (2 моль/л), в другую – 2 моль/л раствор NaOH, а третью оставьте для наблюдения за изменением цвета осадка во времени.
Напишите и уравняйте уравнения реакций, сделайте вывод о свойствах Fe(OH)2.
Fe(OH)2 + 2HC1 ® FeC12 + 2H2O
Fe(OH)2 + NaOH ≠
4Fe(OH)2 + 2H2О + О2 → 4Fe(ОН)3¯
б) Получение и свойства гидроксидов железа (III). Повторите аналогичный опыт с раствором хлорида железа(III). Составьте уравнения реакций, запишите ваши наблюдения и сделайте вывод о свойствах Fe(OH)3.
FeС13 + 3NaOH = Fe(OH)3¯+ 3NaС1
Fe(OH)3 + 3HC1 ® FeC13 + 3H2O
Fe(OH)3 + NaOH ≠
Опыт 6. Взаимодействие меди с кислотами
В три пробирки внесите немного медной стружки и прибавьте по 1-2 мл растворов кислот: в первую – Н2SO4 (2 моль/л), во вторую - H2SO4 (2 моль/л) и несколько капель пероксида водорода и в третью – разбавленного раствора HNO3.
Запишите ваши наблюдения и уравняйте уравнения реакций.
Сu + H2SO4(разб.) ≠
Сu + H2SO4(разбавл.) + Н2О2® CuSO4 + 2H2O
3Сu + 8HNO3(разбавл.) ® 3Cu(NO3)2 + 2NO+ 4H2O
Опыт 7. Получение и свойства гидроксида меди (II)
Налейте в пробирку 1-2 мл раствора соли меди (II) и добавьте такой же объём 2 моль/л раствора NaOH.
CuSO4 + 2NaOH ® Cu(OH)2↓ + Na2SO4
Отметьте цвет осадка и разделите его на 2 пробирки.
В первую пробирку прилейте 1-2 мл 2 моль/л раствора серной кислоты, во вторую – 2 мл 2 моль/л раствора NaOH.
Запишите ваши наблюдения и уравнения реакций.
Cu(OH)2 + H2SO4 ® CuSO4 + 2H2O
Cu(OH)2 + Na(OH) ≠
Опыт 8. Взаимодействие цинка с кислотами
В две пробирки внесите по грануле цинка и прибавьте по 1-2 мл растворов кислот: в первую – 2 моль/л раствора Н2SO4, во вторую – 2 моль/л раствора азотной кислоты. Запишите ваши наблюдения. Напишите уравнения реакций и уравняйте их соответственно методом электронного баланса и методом полуреакций.
Zn + H2SO4(разб.) ® ZnSO4 +H2
4Zn + 10HNO3 (разб.) ® 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O
Опыт 9. Получение и свойства гидроксида цинка
Налейте в пробирку 4-5 мл раствора сульфата цинка и добавьте по каплям 2 моль/л раствор NaOH до образования осадка.
ZnSO4 + 2NaOH ® Zn(OH)2¯ + Na2SO4
Отметьте цвет осадка и разделите его на 3 пробирки.
В первую пробирку прилейте 1-2 мл 2 моль/л раствора серной кислоты, во вторую – избыток 2 моль/л раствора NaOH до растворения осадка.
Запишите ваши наблюдения и уравнения реакций. Сделайте вывод об амфотерности гидроксида цинка.
Zn(OH)2 + H2SO4 ® ZnSO4 + 2H2O
Zn(OH)2 + 2NaOH ® Na2[Zn(OH)4]
В третью пробирку добавьте избыток 2 моль/л раствора аммиака до растворения осадка. Отметьте ваши наблюдения и напишите уравнение реакции образования гидроксида гексаамминцинка в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
Zn(OH)2 + 6NH3 ® [Zn(NH3)6](OH)2
