Химический практикум (стр. 20 )

+2 CrO	+3 Cr2O3	+6 СrO3
Cr(OH)2	Cr(OH)3	H2CrO4
		Н2Сr2O7
Основной характер	Амфотерной характер	Кислотной характер

Окислительно-восстановительные свойства соединений рассматриваемых металлов также связаны с валентным состоянием металла. Соединение с низшей степенью окисления обычно проявляют восстановительные свойства, а с высшей степенью окисления – окислительные.

Например, для оксидов и гидроксидов марганца окислительно-восстановительные свойства изменяются следующим образом:

+2 MnO	+3 Mn2O3	+4 MnO2	+6 MnO3	+7 Mn2O7
Mn(OH)2	Mn(OH)3	Mn(OH)4	H2MnO4	HMnO4
Усиление восстановительных свойств		Усиление окислительных свойств

Характерной особенностью соединений переходных металлов является из способность к комплексообразованию, что объясняется наличием у ионов металла достаточного числа свободных орбиталей во внешнем и предвнешнем электронных уровнях. Поэтому d – металлы могут выступать акцепторами, а H2O, NH3, CN-, I - и др. – донорами электронных пар при донорно-акцепторном взаимодействии, в результате которого образуются комплексные ионы. Так, труднорастворимый гидроксид меди легко растворяется в избытке аммиака:

Cu(OH)2 + 4NH3 = [Cu(NH3)4]2+ + 2OH-,

а иодид серебра – в избытке иодида калия:

AgI + KI = K[AgI2]

AgI + I - = [AgI2]-

Рассмотрите вопросы:

1.  Напишите электронные формулы атомов а) хрома; б) марганца; в) железа; г) кобальта; д) никеля? Какую валентность проявляют эти элементы в невозбужденном и возбужденном состояниях?

2.  С помощью уравнений реакций докажите амфотерность гидроксида хрома (3).

3.  В какой степени окисления а) марганец и б) хром проявляют только окислительные свойства? Напишите электронные формулы марганца и хрома в этой степени окисления.

4.  Могут ли существовать совместно а) Fe(OH)3 и CO2, б)Fe(OH)3 и H2S, в)Ni(OH)2 и H2O2, г) FeCl3 и H2S? Напишите соответствующие уравнения реакций.

5.  Напишите уравнения реакций растворения железа: а)в соляной кислоте; б) серной кислоте (концентрированной и разбавленной); в)азотной кислоте (концентрированной и разбавленной).

3.  Экспериментальная часть.

3.1.  Получение гидроксидов Cr(3), Fe(3) и Ni(2).

В три пробирки налейте по 3-4 капли растворов Cr(NO3)3, FeCl3 и NiSO4. Запишите цвет растворов и составьте уравнение диссоциации этих солей.

В каждую пробирку приливайте по каплям раствор гидроксида натрия NaOH. Составьте молекулярные ионные уравнения реакций получения Cr(OH)3, Fe(OH)3 и Ni(OH)2 и сделайте вывод о методе получения нерастворимых оснований. Отметьте цвет осадков гидроксидов. Осадки оставить для опыта 3.2.

3.2.  Изучение кислотно-основного характера гидроксидов Cr(3), Fe(3) и Ni(2).

Полученные в п.3.1. осадки разделите на две части. К одной части добавьте по каплям раствор соляной кислоты HCl, к другой – раствор гидроксида натрия NaOH (избыток). Что наблюдается. Составьте уравнение протекающих реакций в молекулярной и ионной формах и сделайте вывод о химическом характере гидроксидов Cr(OH)3, Fe(OH)3 и Ni(OH)2.

3.3.  Изучение окислительно-восстановительных свойств гидроксидов Fe(2),Co(2) и Ni(2).

а) В трех пробирках получите гидроксиды железа Fe(II), кобольта (2) и никеля (2) действием щелочи на растворы солей FeSO4, CoCl2 и NiSO4. Оставьте их на 3 минуты на воздухе и наблюдайте, какие из них окисляются кислородом воздуха. Составьте уравнения соответствующих реакций, подберите коэффициенты методом электронного баланса. Как изменяется цвет гидроксидов Fe(OH)2, Co(OH)2 и Ni(OH)2? Осадки сохранить

б) В пробирку с гидроксидом кобальта (II) добавьте 3–4 капли раствора пероксида водорода H2O2. Что наблюдается? Какого цвета образовался осадок Co(OH)3? Составьте уравнение реакции и подберите коэффициенты методом электронного баланса.

в) Осадок Ni(ОН)2 разделите на две части. К одной части добавьте пероксид водорода H2O2, а к другой – бромной воды (под вытяжкой!). Что наблюдается? Составьте уравнение протекающей реакции. Какого цвета осадок Ni(OH)3?

По результатам опыта 3.3. сделайте вывод о восстановительных свойствах гидроксидов Fe(OH)2 , Co(OH)2 и Ni(OH)2.

3.4.  Окислительные свойства перманганата калия КMnO4

а) Восстановление перманганата калия сульфитом натрия при различных значения рН среды.

В три пробирки внесите по 3–4 капли раствора перманганата калия. В одну пробирку добавьте 2 капли разбавленного раствора серной кислоты, в другую – столько же воды, в третью – 2–3 капли раствора щёлочи. Во все три пробирки прибавьте по 1 микрошпателю кристаллического сульфита натрия или калия. Как изменится первоначальная окраска раствора перманганата в каждом случае? Чем это вызвано?

Запись данных опыта: в молекулярных уравнениях следует расставить коэффициенты, используя метод электронного баланса; указать окислитель и восстановитель.

1) pH < 7 KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 ® MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O

2) pH = 7 KMnO4 + Na2SO3 + H2O ® MnO2 + Na2SO4 + KOH

3) pH > 7 KMnO4 + Na2SO3 + KOH ® K2MnO4 + Na2SO4 + H2O

Сделать вывод о восстановлении Mn+7 в различных средах.

б) Восстановление перманганата калия сульфатом марганца.

Внесите в пробирку 3–4 капли раствора перманганата калия и столько же сульфата марганца. Отметить исчезновение фиолетовой окраски и образование бурого осадка. Опустите в пробирку синюю лакмусовую бумажку. Как изменилась ее окраска? Какова реакция среды в полученном растворе?

KMnO4 + MnSO4 + H2O ® MnO2 +K2SO4 + H2SO4

Уравнять реакцию методом электронного баланса, указать окислитель и восстановитель.

3.5.  Взаимные превращения хроматов и дихроматов

а) К 3–4 каплям раствора хромата калия K2CrO4 прилейте равный объем серной кислоты Н2SO4. Объясните, почему изменилась окраска раствора и составьте молекулярное и ионное уравнения реакции.

б) К 3–4 каплям дихромата калия K2Cr2O7 прилейте 3–4 капли раствора щелочи NaOH. Что происходит? Составьте молекулярное и ионное уравнения реакции. При каких значениях рН существует в растворах дихроматы, хроматы и каков цвет этих ионов в растворе?

3.6.  Качественные реакции на некоторые катионы d-металлов

Реакции ионов хрома (Cr3+ и CrO42-)

а) К 2–3 каплям зеленого или фиолетового раствора соли Cr3+ (нитрата или хлорида) прибавьте 3–4 капли раствора щелочи NaOH, 4–5 капель 3%-ного раствора H2O2 и нагреть до кипения. Окисление можно считать законченным, когда цвет раствора становится желтым в результате протекания реакции:

[Cr(OH)6]3+ + H2O2 = CrO42- + 4H2O

Составьте молекулярную форму уравнения реакции.

б) К 2–3 каплям раствора хромата калия K2CrO4 добавьте 1–2 капли раствора нитрата серебра AgNO3. Отметьте цвет хромата серебра и составьте уравнения реакции в молекулярной и ионной формах.

в) К 2–3 каплям раствора дихромата калия K2Cr2O7 добавьте 1–2 капли раствора AgNO3. Что происходит? Чем отличаются осадки Ag2CrO4 и Ag2Cr2O7? Составьте уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.

Реакции ионов железа (Fe2+ и Fe3+).

а) К 2–3 каплям раствора FeCl3 прилейте 1–2 капли 2н раствора HCl и 1–2 капли раствора K4[Fe(CN)6]. Образуется осадок берлинской лазури Fe4[Fe(CN)6]3. Составьте уравнение реакции в молекулярной и ионной формах. К полученному осадку прилейте избыток раствора щелочи NaOH. Что происходит? Составьте уравнение реакции.

б) В пробирку прилейте 1–2 капли раствора FeCl3, 1–2 капли 2н раствора HCl и 3–4 капли роданида калия KSCN или роданида аммония NH4SCN. В присутствии ионов Fe3+ появляется кроваво-красное окрашивание (образуется роданид железа Fe(SCN)3).

в) К 2–3 каплям раствора FeSO4 и 2–3 капли 2н раствора HCl и 2–3 капли раствора K3[Fe(CN)6]. Наблюдайте образование турнбулевой сини Fe3[Fe(CN)6]2. Составьте молекулярное и ионное уравнения реакций.

4.  Задачи для самопроверки

1. Составьте электронную формулу атома металла. Укажите возможные степени окисления. Напишите молекулярное и электронные уравнения реакций металла с горячими кислотами и щелочами. Рассчитайте объем выделяющегося газа при взаимодействии мольных количеств металла.

Вариант	Металл	Кислота и щелочь
1	Cr	HCl HNO3(р)
2	Cr	H2SO4(р) КОН
3	Cr	H2SO4(к) HNO3(к)
4	Mn	H2SO4(р) HNO3(к)
5	Mn	НCl HNO3(р)
6	Fe	HCl H2SO4(к)
7	Fe	H2SO4(р) HNO3(к)
8	Co	HNO3(р) НСl
9	Ni	HNO3(р) H2SO4(р)
10	Ni	H2SO4(к) HCl

2. Составьте уравнения реакций, протекающих при осуществлении следующих превращений. Для окислительно-восстановительных процессов напишите электронные уравнения.

Вариант	Цепочка превращений
1	Cr→CrCl3→Cr(OH)3→KCrO2→K2CrO4
2	Cr(NO3)3→Cr(OH)3→NaCrO2→Na2CrO4→Na2Cr2O7
3	Na2Cr2O7→Cr2(SO4)3→NaCrO2→Na2CrO4
4	K2Cr2O7 →K2CrO4→CrCl3→Cr(OH)3→K3[Cr(OН)6]
5	Mn→MnCl2→Mn(OH)2→Mn(OH)4→MnCl2
6	KMnO4→K2MnO4→MnO2 →MnSO4→Mn(OH)2
7	Mn(NO3)2→Mn(OH)2­→Mn(OH)4→MnO2→K2MnO4
8	KMnO4→MnO2→MnCl2→K2MnO3→K2MnO4
9	[Co(CO)4→Co→Co(NO3)2→Co(OH)3→CoCl2
10	Co2O3→CoCl2→Co(OH)2→Co(OH)3→Co(NO3)2
11	Ni(OH)3→NiSO4→Ni(OH)2→Ni(OH)3→NiCl2
12	Ni2O3→NiCl2→Ni→[Ni(CO)4­]→Ni
13	Fe→FeSO4→Fe2(SO4)3→Fe(OH)3→Fe(NO3)3
14	FeCl3→FeCl2→Fe(OH)2→ Fe(OH)3→Fe2O3
15	Fe2O3→Fe→[Fe(CO)5]→Fe→Fe(NO3)3

3. К подкисленному серной кислотой раствору дихромата калия прибавили 54 г алюминия, измельчённого в порошок. Через некоторое время оранжевая краска раствора стала зелёной. Какое соединение хрома и в каком количестве образовалось? Составьте электронные и молекулярные уравнения происходящих реакций.

Ответ: 1 моль или 392 г

4. 5,2 г металлического хрома обработали горячей концентрированной азотной кислотой. Какое соединение хрома и в каком количестве образуется?

Ответ: 23,8 г

Составьте соответствующие уравнения реакций.

5. Почему оксид марганца(IV) может проявлять окислислительные и восстановительные свойства? Составьте уравнения соответствующих окислительно-восстановительных реакций.

а) MnO2+KI+H2SO4 = I2+…

б) MnO2+KNO3+KOH = NO+…

6. В концентрированной серной кислоте растворили 55 г металлического марганца. Сколько потребовалось кислоты? Какой газ и в каком количестве при этом выделяется? Составьте уравнения реакций.

Ответ: 2 моль H2SO4; 22,4.(н. у.)

7. 178 г гидроксида двухвалентного марганца окисляли кислородом и (отдельно) пероксидом водорода. Какого окислителя потребуется больше О2 или Н2О2? На сколько больше?

Ответ: больше Н2О2 на 1 моль.

8. Могут ли в растворе существовать совместно следующие вещества: а) FeCl3 и SnCl2; б) FeSO4 и NaOH; в) FeCl3 и K3[Fe(CN)6]? Почему? Составьте уравнения соответствующих реакций.

9. Чем отличается взаимодействие гидроксидов трёхвалентных кобальта и никеля с кислотами от взаимодействия гидроксида железа (3) с кислотами? Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций.

10. Какой из ионов: Fe2+, Cо2+, Ni2+ обладает более сильными восстановительными свойствами? Приведите примеры реакций, в которых проявляется это различие.

11. Три моля Ni(OH)2 необходимо окислить в Ni(OH)3. Для окисления имеются кислород и бромная вода. Что лучше использовать для окисления? Сколько окислителя потребуется для реакции?

Ответ: 1,5 моль.

12. Какую степень окисления проявляет железо в соединениях? Как можно обнаружить железо Fe2+ и Fe3+ в растворе? Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций.

13. Четыре моля гидроксида кобальта (3) растворили в серной кислоте. Какое соединение кобальта и в каком количестве образовалось?

Ответ: 4 моль.

Библиографический список

1.  Глинка химия – М.: Интеграл–пресс, 2000 (или 1984г)

2.  Коровин химия – М.: ВШ – 2002.

3.  , , Харина химии – М.: Высшая школа, 1983г.

4.  , , . / Химия: учебное пособие – Рыбинск: изд-во РГАТА, 2008. – 120с.

5.  Глинка и упражнения по общей химии – Л.: Высшая школа, 1991 – 2002гг.

6.  , , Суханова задач и упражнений по общей химии – М.: Высшая школа, 1991

7.  , , Сальникова и упражнения по общей химии. – Рыбинск.: РГАТА – 2001.

[1] К гидроксидам относятся основания, кислородосодержащие кислоты и амфотерные гидроксиды. В настоящем пособии кислородосодержащие кислоты рассматриваются в пункте «Кислоты» вместе с бескислородными кислотами.