Металлы подгрупп меди и цинка

Цель работы: изучить химические свойства соединений металлов подгрупп меди и цинка.

Задание: получить гидроксид меди (II), исследовать его свойства; провести рекции взаимодействия солей цинка, кадмия и ртути со щелочью; получить комплексные соединения цинка и кадмия; убедиться на опыте, что соединения ртути (II) являются окислителями. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Медь, серебро, золото расположены в побочной подгруппе I группы, относятся к d-металлам. Электронная структура атомов этих элементов выражается формулой (n-1)d¹⁰ns¹. Наиболее характерные степени окисления: для меди +2, для серебра +1, для золота +3.

Медь, а особенно, серебро и золото – малоактивные металлы. В ряду напряжений эти металлы стоят после водорода, поэтому не вытесняют его из разбавленных кислот. Медь и серебро растворимы в концентрированной H₂SO₄ при нагревании, а также в азотной кислоте любой концентрации. Золото достаточно легко растворяется в смеси кислот.

Медь образует нерастворимые в воде оксиды: Cu₂O – красного цвета и CuO – чёрного цвета. Гидроксиды меди CuOH и Cu(ОН)₂ – нерастворимые в воде вещества соответственно жёлтого и голубого цвета, легко разлагаются при нагревании на оксид и воду. Cu(ОН)₂ наряду с основными свойствами в слабой степени проявляет кислотные свойства; он растворяется в концентрированных растворах щелочей с образованием мало прочных купритов Na₂[Cu(OH)₄], K₂[Cu(OH)₄].

Оксид серебра получается только косвенным путём, при взаимодействии соли серебра со щёлочью:

2AgNO₃ + 2NaOH = Ag₂O↓ + 2NaNO₃ + H₂O

Большинство соединений меди, серебра и золота являются окислителями.

Цинк, кадмий и ртуть образуют побочную подгруппу II группы. Это d- металлы. Электронная структура атомов этих элементов может быть выражена формулой (n-1)d¹⁰ns². Цинк и кадмий проявляют степень окисления +2, ртуть +1 и +2.

В подгруппе цинка наблюдается резкое падение химической активности металлов при переходе сверху вниз. В ряду напряжений цинк и кадмий стоят до водорода, а ртуть – после. Цинк – химически активный металл, легко растворяется в HCl и разбавленной H₂SO₄ с выделением водорода. Вследствие амфотерности его оксида он растворяется также в концентрированных растворах щелочей. Кадмий в щелочах практически не растворяется, а в кислотах – менее энергично, чем цинк. Ртуть растворима только в кислотах-окислителях: HNO₃ и концентрированной H₂SO₄:

Hg + 2H₂SO₄ (конц.) = HgSO₄ + SO₂ + 2H₂O

Hg + 4HNO₃ (конц.) = Hg(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

При действии разбавленной азотной кислоты на избыток ртути образуется Hg₂(NO₃)₂, где каждый атом ртути имеет степень окисления +1:

6Hg + 8HNO₃ (разб.) = 3Hg₂(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

Во всех соединениях ртути (I) атомы ртути связаны между собой попарно, образуя двухвалентные группы –Hg–Hg−. Поэтому формулу нитрата ртути (I) следует писать Hg₂(NO₃)₂, а не HgNO₃, также Hg₂Cl₂, а не HgCl. Диссоциация солей ртути (I) идёт с образованием ионов Hg₂²⁺. Соединения Hg₂²⁺ в зависимости от условий могут быть окислителями и восстановителями. Например, в реакции Hg₂Cl₂ + Cl₂= 2HgCl₂ Hg₂Cl₂ – восстановитель, а в реакции Hg₂Cl₂ + SnCl₂ = 2Hg + SnCl₄ Hg₂Cl₂ − окислитель.

Все металлы подгруппы цинка устойчивы на воздухе, так как на поверхности цинка и кадмия при обычной температуре образуется тончайшая оксидная плёнка, защищающая эти металлы от дальнейшего окисления, а ртуть на воздухе при комнатной температуре не окисляется. При нагревании все металлы образуют с кислородом нерастворимые оксиды: ZnO – белого, CdO – коричневого, HgO – жёлтого или красного, Hg₂O – чёрного цвета.

Гидроксиды цинка и кадмия нерастворимы в воде и получаются при взаимодействии их солей с растворами щелочей. Zn(OH)₂ обладает амфотерными свойствами, а Cd(OH)₂, главным образом, − основными. Оба эти гидроксида легко растворяются в избытке NH₄ОН с образованием комплексных аммиакатов. При взаимодействии растворов солей ртути со щелочами образуются оксиды, так как гидроксиды неустойчивы и разлагаются в момент образования.

Элементы подгрупп меди и цинка проявляют склонность к комплексообразованию, координационное число их ионов равно 4.

Выполнение работы

Опыт 1. Получение и свойства гидроксида меди (II)

В четыре пробирки налить по 1-2 мл раствора соли меди (II) и во все добавить раствор щёлочи до выпадения осадка. Затем прилить до растворения осадков в первую – раствор HCl, во вторую – раствор аммиака, в третью – концентрированной щёлочи. Содержимое четвёртой пробирки нагреть до кипения и отметить изменение окраски.

Требования к результатам опыта:

1. Написать уравнение реакции получения гидроксида меди (II).

2. Составить уравнения реакций растворения гидроксида меди (II) в:

а) HCl; б) NH₄OH; в) концентрированной щелочи.

3. Составить уравнение реакции, происходящей при нагревании Cu(ОН)₂.

4. Сделать выводы о кислотно-основных свойствах и термической устойчивости гидроксида меди (II).

Опыт 2. Окислительные свойства соли меди (II)

Налить в пробирку 3-4 мл раствора CuSO₄ и прибавить такой же объём раствора KI. Наблюдать образование белого осадка CuI. Дать осадку отстояться и испытать раствор иодкрахмальной бумажкой.

Требования к результатам опыта:

1. Закончить уравнение реакции CuSO₄ + KI = и объяснить изменение окраски иодкрахмальной бумажки.

2. Сделать вывод об окислительно-восстановительных свойствах соединений меди (II).

Опыт 3. Получение оксида серебра

В пробирку налить 3-4 капли раствора AgNO₃ и добавить 1-2 капли раствора щёлочи. Отметить цвет образующегося осадка.

Требование к результату опыта:

Составить уравнение реакции образования оксида серебра.

Опыт 4. Действие щёлочи на растворы солей металлов подгруппы цинка

Налить в четыре пробирки по 1-2 мл растворов солей цинка, кадмия, ртути (I) и ртути (II). В каждую пробирку по каплям прибавить раствор щёлочи до выпадения осадков. Отметить их цвет. Прилить во все пробирки избыток раствора щёлочи. Какой из осадков растворяется?

Требования к результатам опыта:

1. Составить уравнения реакций взаимодействия вышеперечисленных солей с раствором щелочи.

2. Написать молекулярное и ионные уравнения реакции растворения осадка в избытке щелочи.

Опыт 5. Окислительные свойства солей ртути

В пробирку налить 1-2 мл раствора нитрата ртути (II) и прибавить по каплям раствор SnCl₂ до образования белого осадка хлорида ртути (I) Hg₂Cl₂. К осадку добавить избыток раствора SnCl₂. Наблюдать постепенное образование серого осадка металлической ртути.

Требования к результатам опыта:

1. Написать уравнения реакций образования Hg₂Cl₂и металлической ртути.

2. Сделать вывод об окислительно-восстановительных свойствах солей ртути (II) и (I).

Опыт 6. Комплексные соединения цинка и кадмия

Налить в одну пробирку 1-2 мл раствора соли цинка, в другую 1-2 мл раствора соли кадмия. В обе пробирки добавить по каплям раствор NH₄ОН до образования осадков, а затем до полного их растворения.

Требование к результатам опыта:

Составить молекулярные и ионные уравнения реакций образования гидроксидов и аммиакатов цинка и кадмия.

Задачи

№ 19.1. Составить уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений:

Ag → AgNO₃ → AgCl → [Ag(NH₃)₂]Cl → Ag₂S

№ 19.2. Составить уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений:

ZnS → ZnO → Zn → ZnSO₄ → Zn(OH)₂ → Na₂ZnO₂

№ 19.3. Составить в молекулярном и ионном виде уравнения реакций гидролиза:

а) CuSO₄ + H₂O ↔; б) CuSO₄ + Na₂CO₃ + H₂O =; в) CuCl₂ + H₂O ↔

№ 19.4. Вычислить ΔН⁰ реакции восстановления оксида цинка углем с образованием СО. ( -350,6 кДж/моль; -110,5 кДж/моль).

(Ответ: 240,1 кДж).

№ 19.5. Написать уравнения реакций, сопровождающихся образованием свободного металла:

а) AgNO₃ + H₂O₂ + NaOH =; б) H[AuCl₄] + H₂O₂ + NaOH =

№ 19.6. Что происходит при действии на гидроксиды цинка и кадмия растворов: а) щелочи; б) аммиака? Написать уравнения соответствующих реакций в молекулярном и ионном виде.

№ 19.7. Вычислить молярную концентрацию водного раствора сульфата меди ( = 1,107 г/мл), полученного при растворении 5 г соли в 45 г воды.

(Ответ: 0,57 моль/л).

№ 19.8. Закончить уравнения реакций: а) CuCl₂ + NaOH =;

б) CuO + HNO₃ =; в) Cu(СN)₂ + КСN =; г) CuSO₄ + H₂O ↔

№ 19.9. Закончить уравнения реакций: а) Zn + NaNO₃ + NaOH =;

б) Zn + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ =; в) Hg + HNO₃ (разб.) =; г) Zn + H₂SO₄ (разб.) =

№ 19.10. Составить уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений:

СuS → CuO → Cu → CuSO₄ → Cu(OH)₂ → CuO

№ 19.11. Можно ли восстановить медь из ее оксида водородом? Ответ мотивировать, вычислив ΔG⁰ реакции: CuO (к) + H₂ (г) = Cu (к) + H₂O (г)

( -129,9 кДж/моль; = -228,6 кДж/моль).

№ 19.12. Написать уравнения реакций взаимодействия металлов с кислотами: а) Сu + H₂SO₄ (конц.) =; б) Au + H₂SеO₄ (конц.) =;

в) Ag + HNO₃ (разб.) =; г) Cu + HNO₃ (разб.) =

№ 19.13. Кусочек латуни (сплав цинка и меди) растворили в азотной кислоте. Раствор разделили на две части: к одной части прибавили избыток аммиака, а к другой − избыток щелочи. В растворе или в осадке и в виде каких соединений находятся цинк и медь в обоих случаях? Написать уравнения соответствующих реакций.

№ 19.14. С помощью каких химических реакций можно осуществить следующие превращения: HgSO₄ → HgO → HgCl₂ → HgS → HgO →Hg

№ 19.15. Чему равна молярная масса эквивалентов кадмия, если для выделения 1 г кадмия из раствора его соли надо пропустить через раствор 1717 Кл электричества? (Ответ: 56,2 г/моль).

№ 19.16. Закончить уравнения реакций: а) Hg₂Cl₂ + SnCl₂ =;

б) Cd + HNO₃ (разб.) =; в) Cd + H₂SO₄ (конц.) =; г) Hg + HNO₃ (разб.) =

№ 19.17. Составить уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений:

Cd → Cd(NO₃)₂ → Cd(OH)₂ → [Cd(NH₃)₄](OH)₂ → CdSO₄

№ 19.18. Учитывая, что координационное число серебра равно двум, написать уравнения реакций образования комплексных соединений серебра и назвать их:

а) AgNO₃ + KCN (избыток) =; б) AgBr + Nа₂S₂O₃ =; в) AgCl + NH₄OH =

№ 19.19. Какие вещества образуются при добавлении щелочи к растворам одно- и двухвалентной азотнокислой ртути? Составить молекулярные и ионные уравнения реакций.

№ 19.20. Составить схемы двух гальванических элементов, в одном из которых медь служила бы катодом, а в другом – анодом. Написать уравнения реакций, происходящих при работе этих элементов. Вычислить значения стандартных ЭДС.

Лабораторная работа 20

Хром

Цель работы: изучить химические свойства соединений хрома.

Задание: убедиться на опытах, что кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства соединений хрома зависят от степени его окисления. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Хром является элементом побочной подгруппы VI группы. Это d-металл. На внешнем энергетическом уровне атома хрома содержится один электрон (3d⁵4s¹), однако соединения, в которых хром был бы одновалентен, неизвестны. Типичные степени окисления хрома +3, +6.

Хром – металл, исключительно химически устойчивый, так как покрыт защитной оксидной плёнкой. Концентрированные H₂SO₄, HNO₃ и царская водка на холоду не действуют на хром и лишь при нагревании медленно его растворяют. Однако хром реагирует с HCl и разбавленной H₂SO₄, вытесняя из них водород.

При прокаливании на воздухе образуется оксид хрома (III) Cr₂O₃ – тугоплавкое вещество зелёного цвета, не растворимое в воде. Cr₂O₃ – амфотерен, но малоактивен и реагирует только при сплавлении:

Cr₂O₃ + 2NaOH = 2NaCrO₂ + H₂O

Cr₂O₃ + 3Na₂S₂O₇ = Cr₂(SO₄)₃ + 3Na₂SO₄

Гидроксид хрома (III) получают реакцией обмена:

Cr₂(SO₄)₃ + 6КОН = 2Cr(OH)₃↓ + 3К₂SO₄

Cr(OH)₃ не растворим в воде, имеет амфотерный характер. Он растворяется в кислотах с образованием солей, в которых хром (III) выполняет функцию катиона:

Cr(OH)₃ + 3HCl = CrCl₃ + 3H₂O

и в щелочах с образованием солей, называемых хромитами, в которых хром (III) входит в состав аниона:

Cr(OH)₃ + 3КОН = К₃[Cr(OH)₆]

Соединения хрома (III) являются восстановителями и под действием окислителей переходят в соединения хрома (VI). Оксид хрома (VI) CrO₃ – вещество тёмно-красного цвета, сильный окислитель. При растворении его в воде образуется две кислоты хромовая и дихромовая, известные только в растворах. Соли хромовой кислоты (хроматы) окрашены в жёлтый цвет, присущий иону CrO₄²⁻; соли дихромовой кислоты (дихроматы) имеют оранжевую окраску, характерную для ионов Cr₂O₇²⁻.

Хроматы устойчивы в нейтральной и щелочной среде, дихроматы – в кислой. При изменении реакции среды возможен переход хроматов в дихроматы и наоборот:

2CrO₄²⁻ + 2H⁺ ↔ Н₂O + Cr₂O₇²⁻ (оранжевая окраска)

Cr₂O₇²⁻ + 2OH^‾ ↔ H₂O + 2CrO₄²⁻ (жёлтая окраска)

Хроматы и дихроматы – сильные окислители. Наиболее сильно окислительные свойства проявляются в кислой среде, при этом соединения хрома (VI) восстанавливаются до соединений хрома (III).

Выполнение работы

Опыт 1. Получение оксида хрома (III) (групповой)

В фарфоровую чашку насыпать горкой небольшое количество дихромата аммония(NH₄)₂Cr₂O₇ и горящей спичкой нагреть его сверху. Наблюдать бурное разложение соли. Отметить цвет исходного вещества и продукта реакции. Проверить растворимость последнего в воде.

Требования к результатам опыта:

1. Написать уравнение реакции разложения дихромата аммония и сделать вывод, к какому типу ОВР относится данная реакция.

2. Сделать вывод о растворимости в воде оксида хрома (III)

Опыт 2. Получение и свойства гидроксида хрома (III)

В две пробирки налить по 1-2 мл раствора соли хрома (III) и добавить в каждую по каплям раствор щёлочи до появления серо-зелёного осадка. Для определения свойств Cr(OH)₃ добавить в первую пробирку раствор HCl, а во вторую концентрированный раствор щёлочи до полного растворения осадков. (Пробирку с образовавшимся хромитом сохранить для опыта 3).

Требования к результатам опыта:

1. Написать уравнение реакции получения гидроксида хрома (III).

2. Составить уравнения реакций взаимодействия Cr(OH)₃ с кислотой и щелочью.

3. Сделать вывод о кислотно-основных свойствах гидроксида хрома (III).

Опыт 3. Восстановительные свойства соединений хрома (III)

В пробирку с хромитом натрия или калия, полученным в опыте 2, добавить пероксид водорода H₂O₂до изменения окраски.

Требования к результатам опыта:

1. Закончить уравнение реакции: KCrO₂ + H₂O₂ + KOH =

2. Сделать вывод, какими свойствами – окислительными или восстановительными – обладают соединения хрома (III).

Опыт 4. Взаимные переходы хромата и дихромата

Налить в одну пробирку 2-3 мл раствора хромата калия K₂CrO₄, а в другую – столько же дихромата калия K₂Cr₂O₇. Заметить окраску в обеих пробирках. В первую пробирку добавить 1-2 мл раствора H₂SO₄ , во вторую 1-2 мл раствора щёлочи. Наблюдать изменения окраски.

Требования к результатам опыта:

1. Написать уравнения реакций перехода хромата в дихромат в кислой среде и дихромата в хромат в щелочной среде.

2. Сделать вывод о влиянии реакции среды на устойчивость хроматов и дихроматов.

Опыт 5. Окислительные свойства соединений хрома (VI)

В две пробирки налить по 1-2 мл раствора K₂Cr₂O₇и подкислить растворы 1 мл разбавленной H₂SO₄. Затем в одну пробирку прилить немного свежеприготовленного раствора сульфита натрия, во вторую – раствора нитрита калия. Как изменится окраска растворов?

Требования к результатам опыта:

1. Закончить уравнения реакций: K₂Cr₂O₇ + Na₂SO₃ + H₂SO₄ =

K₂Cr₂O₇ + KNO₂ + H₂SO₄ =

2. Сделать вывод, какими свойствами – окислительными или восстановительными – обладают соединения хрома (VI).

Задачи

№ 20.1. Закончить уравнения реакций: а) K₂Cr₂O₇ + KI + H₂SO₄ =;

б) CrO₃ + NaOH =; в) CrCl₃ + H₂O ↔; г) Cr₂O₃ + H₂SO₄ =

№ 20.2. Вычислить тепловой эффект реакции получения хрома по стандартным энтальпиям образования: Cr₂O₃ + 2Al = Al₂O₃ + 2Cr

( -1440,6 кДж/моль; -1676 кДж/моль). (Ответ: -235,4 кДж).

№ 20.3. Составить уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений:

Na₂Cr₂O₇ → Na₂CrO₄ → Na₂Cr₂O₇ → CrCl₃

№ 20.4. Закончить уравнения реакций: а) NaCrO₂ + PbO₂ + NaOH =;

б) K₂Cr₂O₇ + FeSO₄ + H₂SO₄ =; в) Cr₂(SO₄)₃ + H₂O ↔

№ 20.5. Какой объем хлора при нормальных условиях выделится при взаимодействии одного моля дихромата натрия с избытком соляной кислоты? (Ответ: 67,2 л).

№ 20.6. Составить уравнения реакций взаимодействия в щелочной среде хлорида хрома (III): а) с бромом (Br₂); б) с пероксидом водорода (H₂O₂).

№ 20.7. Составить уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений:

Cr₂O₃ → Cr₂(SO₄)₃ → Cr(OH)₃ → K₃[Cr(OH)₆]

№ 20.8. Можно ли восстановить хром из его оксида алюминием? Ответ мотивировать, вычислив ΔG⁰ реакции: Cr₂O₃ + 2Al = Al₂O₃ + 2Cr

( -1050 кДж/моль; -1582 кДж/моль).

№ 20.9. Составить уравнения реакций взаимодействия в щелочной среде сульфата хрома (III): а) с бромом (Br₂); б) с диоксидом свинца (PbO₂).

№ 20.10. Учитывая, что координационное число хрома (III) равно 6, написать уравнения реакций образования комплексных соединений хрома и назвать их: а) CrCl₃ + KCN (избыток) =;

б) Cr(OH)₃ + NaOH (избыток) =; в) CrCl₃ + NH₄OH (избыток) =

№ 20.11. Написать в молекулярном и ионном виде уравнения реакций гидролиза солей хрома: а) CrCl₃ + Na₂S + H₂O =;

б) Cr₂(SO₄)₃ + K₂CO₃ + H₂O =; в) Cr(NO₃)₃ + H₂O ↔

№ 20.12. Вычислить молярную массу эквивалентов и эквивалент восстановителя в реакции: 2СrCl₃ + 3Br₂ + 16KOH = 2K₂CrO₄ + 6KBr + 6KCl + 8H₂O

№ 20.13. При сплавлении хромита железа Fe(CrO₂)₂ с карбонатом натрия в присутствии кислорода хром (III) и железо (II) окисляются и приобретают степени окисления +6 и +3. Составить уравнение реакции.

№ 20.14. Можно ли получить хром восстановлением Cr₂O₃ водородом с образованием водяного пара при стандартном состоянии всех веществ? Ответ обосновать, рассчитав ΔG⁰ реакции: Cr₂O₃ + 3Н₂ = 3Н₂O (г) + 2Cr.

( -1050 кДж/моль; -228,6 кДж/моль).

№ 20.15. Закончить уравнения реакций: а) Na₂CrO₄ + H₂SO₄ =;

б) Na₂Cr₂O₇ + NaOH =; в) Na₂Cr₂O₇ + HCl =; г) Cr + HCl =

№ 20.16. Закончить уравнения реакций окисления соединений хрома (III):

а) Cr₂O₃ + NaNO₃ + Na₂CO₃ ; б) Cr(NO₃)₃ + NaBiO₃+ HNO₃ =;

№ 20.17. Вычислить молярную массу эквивалентов и эквивалент окислителя в реакции: Al + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ =

№ 20.18. Закончить уравнения реакций:

а) Cr₂O₃ + H₂SO₄ =; б) Cr₂O₃ + КОН ; в) Cr₂O₃ + КОН + KMnO₄ =

№ 20.19. Предложить 4 способа получения Cr₂O₃. Составить соответствующие уравнения реакций.

№ 20.20. Сколько требуется дихромата калия для приготовления 2 л 0,1 н (по отношению к реакциям окисления в кислой среде) раствора K₂Cr₂O₇?

(Ответ: 9,8 г).

Лабораторная работа 21

Марганец

Цель работы: изучить химические свойства соединений марганца.

Задание: получить и исследовать кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства гидроксида марганца (II); провести реакцию разложения перманганата калия; выяснить, как влияет среда на характер протекания реакций с участием перманганата калия в качестве окислителя. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Марганец является элементом побочной подгруппы VII группы. Это d-металл. Электронная структура его атома выражается формулой 3d⁵4s². Типичные степени окисления марганца +2, +4, +7, менее свойственные +3, +6. Для химии марганца очень характерны окислительно-восстановительные реакции. При этом в кислой среде для марганца устойчива степень окисления +2, в сильнощелочной +6, в нейтральной +4.

В соответствии с возможными степенями окисления марганец образует оксиды: Mn⁺²O, Mn₂⁺³O₃, Mn⁺⁴O₂, Mn⁺⁶O₃, Mn₂⁺⁷O₇

С повышением степени окисления марганца ослабевают основные и усиливаются кислотные свойства оксидов и гидроксидов. MnO и Mn₂O₃ и соответствующие им гидроксиды Mn(OH)₂ и Mn(OH)₃ имеют основной характер. Нерастворимый в водеMn(OH)₂ на воздухе вследствие окисления кислородом постепенно переходит в бурыйMn(OH)₃:

4Mn(OH)₂ + O₂ + 2H₂O = 4Mn(OH)₃

Окончательным продуктом окисления является коричневый оксид-гидроксид марганца:

4Mn(OH)₃ + O₂ + 2H₂O = 4Mn(OH)₄ = 4MnO(OH)₂ + 4H₂O

Соли марганца (II) и их концентрированные растворы обычно окрашены в светло-розовый цвет. Соединения марганца (II) – восстановители.

Оксид марганца (IV)MnO₂ – тёмно-бурое нерастворимое в воде вещество, наиболее устойчивое кислородное соединение марганца при обычных условиях. Обладает слабо выраженными амфотерными свойствами. С концентрированной H₂SO₄ он даёт крайне неустойчивую соль Mn(SO₄)₂, а при сплавлении со щелочами образует манганиты:

MnO₂ + 2KOH = K₂MnO₃ + H₂O

MnO₂ − сильный окислитель, при этом он восстанавливается до солей марганца (II):

MnO₂ + 4HCl = MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O

Действием более сильных окислителей может быть окислен до соединений Mn (VI), Mn (VII):

2MnO₂ + 4KOH + O₂ = 2K₂MnO₄ + 2H₂O

K₂MnO₄ − манганат калия, соль не выделенной в свободном состоянии марганцовистой кислоты H₂MnO₄. Не получен и оксид Mn (VI) – MnO₃. Растворы манганатов окрашены в тёмно-зелёный цвет, присущий ионам MnO₄²⁻. Они устойчивы только в сильнощелочной среде, при разбавлении раствора водой манганаты диспропорционируют:

3K₂MnO₄ + 2H₂O = 2КMnO₄ + MnO₂ + 4KOH

Все производные Mn (VI)являются окислителями, особенно в кислой среде. Однако при действии более сильных окислителей они превращаются в соединения марганца (VII):

K₂MnO₄ + Сl₂ = 2КMnO₄ + 2KCl

Оксид марганца (VII) Mn₂O₇ – зеленовато-чёрная жидкость, сильный окислитель. Растворим в воде. Отвечающая ему марганцовая кислота HMnO₄известна только в растворах. Эти растворы, а также растворы её солей (перманганаты), окрашены в фиолетово-малиновый цвет, характерный для иона (MnO₄)⁻. При нагревании перманганаты разлагаются с выделением кислорода:

2КMnO₄ = K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂

Производные Mn (VII) – сильные окислители. В кислой среде они восстанавливаются до солей марганца (II), в нейтральной, а также в слабокислой и слабощелочной – до MnO₂, в сильнощелочной до манганатов, которые затем постепенно переходят в соединения Mn (IV).

Выполнение работы

Опыт 1. Получение и свойства гидроксида марганца (II)

В две пробирки налить по 1-2 мл раствора соли марганца (II) и в каждую добавить по каплям раствор щёлочи до образования осадка. Отметить его цвет. В одну из пробирок прилить раствор кислоты, другую оставить на воздухе и наблюдать изменение цвета осадка. Осадок сохранить для опыта 3.

Требования к результатам опыта:

1. Составить уравнение реакции образования Mn(ОН)₂.

2. Написать уравнение реакции растворения гидроксида марганца (II) в кислоте.

3. Написать уравнение реакции окисления гидроксида марганца (II) на воздухе до MnО(ОН)₂

4. Сделать вывод о кислотно-основных свойствах Mn(ОН)₂.

Опыт 2. Восстановительные свойства соединений марганца (II)

В пробирку налить 2-3 мл раствора азотной кислоты (1:1) и 2-3 капли раствора MnSO₄, перемешать и на кончике шпателя добавить висмутата натрия NaBiO₃. По изменению окраски раствора определить образовавшееся соединение.

Требования к результатам опыта:

1. Закончить уравнение реакции: MnSO₄ + NaBiO₃ + HNO₃ =

2. Сделать вывод, какие свойства, окислительные или восстановительные, проявляют соединения марганца (II).

Опыт 3. Окислительные свойства соединений марганца (IV)

Приготовить 2-3 мл раствора сульфата железа (II), подкислить его 1-2 мл разбавленной H₂SO₄и добавить к осадку, полученному в опыте 1. Что наблюдается?

Требования к результатам опыта:

1. Составить уравнение реакции взаимодействия MnО(ОН)₂ с FeSO₄ в кислой среде.

2. Сделать вывод, какие свойства, окислительные или восстановительные, проявляют соединения марганца (IV) в данной реакции.

Опыт 4. Разложение перманганата калия

В сухую пробирку поместить шпатель перманганата калия и нагреть на пламени спиртовки. К отверстию пробирки поднести тлеющую лучинку. Что наблюдается? Какой газ выделяется при разложении KМnO₄? Нагревание продолжить до прекращения выделения газа. Пробирку охладить и влить в неё 2-3 мл воды. По окраске образовавшегося раствора и осадка определить соединения.

Требования к результатам опыта:

1. Составить уравнение реакции разложения KМnO₄ при нагревании и сделать вывод, к какому типу ОВР относится данная реакция.

2. Закончить уравнение реакции K₂МnO₄ + Н₂О = и сделать вывод, к какому типу ОВР относится данная реакция.

Опыт 5. Окислительные свойства соединений марганца (VII)

Окисление пероксида водорода

Налить в пробирку 1-2 мл раствора KМnO₄, 0,5-1 мл раствора H₂SO₄ и 2-3 мл раствора пероксида водорода Н₂O₂. Отметить обесцвечивание раствора и выделение газа.

Окисление сульфата марганца (II)

К 1-2 мл раствора сульфата марганца MnSO₄по каплям прилить раствор перманганата калия до выделения бурого осадка MnO₂. При помощи универсальной индикаторной бумаги убедиться, что реакция раствора стала кислой.

Требования к результатам опыта:

1. Закончить уравнения реакций: KМnO₄ +Н₂O₂ + H₂SO₄ =;

MnSO₄ + KМnO₄ + Н₂О=

2. Сделать вывод, какие свойства, окислительные или восстановительные, проявляют соединения марганца (VII).

Опыт 6. Влияние среды на характер восстановления перманганата калия

В три пробирки налить по 2-3 мл раствора перманганата калия и добавить: в первую – 1-2 мл раствора H₂SO₄, во вторую – столько же воды, а в третью 1-2 мл концентрированной щёлочи. Во все три пробирки добавить по каплям раствор нитрита калия КNO₂ до исчезновения фиолетового окрашивания. По окраскам полученных растворов и осадков определить соединения марганца.

Требования к результатам опыта:

1. Закончить уравнения реакций:

KМnO₄ + КNO₂ + H₂SO₄ =;

KМnO₄ + КNO₂ + Н₂О =;

KМnO₄ + КNO₂ + КОН =

2. Сделать вывод о характерной степени окисления марганца в кислой, нейтральной и щелочной среде.

Задачи

№ 21.1. Как получить сульфат марганца (II) из: а) оксида марганца (II);

б) металлического марганца; в) KMnO₄? Составить соответствующие уравнения реакций.

№ 21.2. Какая масса перманганата калия потребуется для окисления 7,6 г FeSO₄ в кислой среде? (Ответ: 1,58 г).

№ 21.3. Рассчитать молярную массу эквивалентов перманганата калия в реакции: KMnO₄ + PH₃ + H₂SO₄ = H₃PO₄ + …..

Какая масса H₃PO₄ образуется, если в реакции участвовало 17 г PH₃?

(Ответ: 31,6 г/моль; 49 г).

№ 21.4. Под действием HNO₃ манганаты диспропорционируют следующим образом: K₂MnO₄ + HNO₃ = KMnO₄ + MnO₂ + KNO₃ + H₂O

Какой объем раствора HNO₃ (ρ = 1,185 г/мл) с массовой долей 30 % необходим для того, чтобы получить 9,48 г перманганата калия? (Ответ: 21,3 мл).

№ 21.5. Как получить соединения марганца (VI) из соединений с более высокой и с более низкой степенью окисления? Составить соответствующие уравнения реакций.

№ 21.6. Окисление сульфата железа (II) перманганатом калия в нейтральной среде протекает по уравнению KMnO₄ + FeSO₄ + Н₂О = FeОНSO₄ + ……

Какая масса перманганата калия потребуется для окисления 7,6 г FeSO₄?

(Ответ: 2,63 г).

№ 21.7. Закончить уравнения реакций: а) MnO + H₂SO₄ =;

б) Mn₂O₇ + KOH =; в) MnSO₄ + KClO₃ + KOH K₂MnO₄ + …

№ 21.8. Закончить уравнения реакций, в которых соединения марганца проявляют свойства: а) окислительные Fe(OH)₂ + KMnO₄ + H₂O =;

б) восстановительные MnSO₄ + PbO₂ + HNO₃ =;

в) окислительные и восстановительные одновременно K₂MnO₄ + H₂O =

№ 21.9. Почему оксид марганца (IV) может проявлять и окислительные и восстановительные свойства? Закончить уравнения реакций:

а) MnO₂ + KI + H₂SO₄ =; б) MnO₂ + KNO₃ + KOH =

№ 21.10. Как меняется степень окисления марганца при восстановлении KMnO₄ в кислой, щелочной и нейтральной среде? Закончить уравнения реакций: а) KMnO₄ + К₂SO₃ + H₂SO₄ =;

б) KMnO₄ + К₂SO₃ + КОН =; в) KMnO₄ + К₂SO₃ + H₂O =

№ 21.11. Восстановление перманганата калия сульфатом железа (II) в кислой среде протекает по уравнению KMnO₄ + FeSO₄ + H₂SO₄ =…. На восстановление KMnO₄ израсходовано 47 мл 0,208 н раствора FeSO₄. Сколько граммов KMnO₄ содержалось в исходном растворе? (Ответ: 0,154 г).

№ 21.12. Закончить уравнения реакций: а) Mn + H₂SO₄ (разб.) =;

б) MnCl₂ + KOH =; в) MnCl₂ + H₂O ↔; г) Mn + HNO₃ (разб.) =

№ 21.13. Окисление сульфата железа (II) перманганатом калия в щелочной среде протекает по уравнению KMnO₄ + FeSO₄ + КОН = FeОНSO₄ + ……

Какая масса перманганата калия потребуется для окисления 7,6 г FeSO₄?

(Ответ: 7,9 г).

№ 21.14. Можно ли восстановить марганец из его оксида алюминием? Ответ мотивировать, вычислив ΔG⁰ реакции: 3MnO₂ + 4Al = 2Al₂O₃ + 3Mn

( = -464,8 кДж/моль; -1582 кДж/моль).

№ 21.15. Как можно перевести в растворимое состояние марганец? Составить соответствующие уравнения реакций.

№ 21.16. Вычислить молярную массу эквивалентов и эквивалент окислителя в реакции: NaNO₂ + KMnO₄ + H₂SO₄ =

№ 21.17. Вычислить тепловой эффект реакции получения марганца по стандартным энтальпиям образования: 3MnO₂ + 4Al = 2Al₂O₃ + 3Mn

( -519,4 кДж/моль; -1676 кДж/моль). (Ответ: -1793,8 кДж).

№ 21.18. Закончить уравнения реакций: а) KMnO₄ + H₂SO₄ (конц.) =;

б) Mn₂O₇ + HCl =; в) Mn₂O₇ + NaOH =; г) MnO₂ + KOH =

№ 21.19. За 10 мин из раствора MnSO₄ ток силой 5 А выделил 0,85 г Mn. Определить молярную массу эквивалентов марганца. (Ответ: 27,3 г/моль).

№ 21.20. Закончить уравнения реакций: а) K₂MnO₄ + Cl₂ =;

б) Mn(NO₃)₂ + H₂O ↔; в) MnSO₄ + H₂O ↔; г) MnCl₂ + NaOH =.

Реакции б), в), г) написать в молекулярном и ионном виде.

Лабораторная работа 22

Железо, кобальт, никель

Цель работы: изучить химические свойства соединений железа, кобальта, никеля.

Задание:получить гидроксиды железа (II), кобальта (II), никеля (II) и изучить их окислительно-восстановительные свойства; убедиться на опытах, что соединения железа (II) проявляют восстановительные, а железа (III) – окислительные свойства; получить комплексные соединения никеля и кобальта. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Железо, кобальт, никель составляют первую триаду элементов VIII группы побочной подгруппы (семейство железа), расположены в 4 периоде, относятся к d-элементам. Электронное строение 3dⁿ4s²(n = 6, 7, 8). Степени окисления +2, +3 и +6 (для Fe).

В ряду напряжений Fe, Co, Ni располагаются перед водородом в той же последовательности, в какой они стоят в периодической системе элементов.

В соляной и разбавленной серной кислоте железо, кобальт, никель растворяются при комнатной температуре с выделением водорода и образованием солей М (II).

При действии концентрированной H₂SO₄ и дымящей HNO₃ при обычной температуре эти металлы пассивируются. Разбавленная азотная кислота растворяет железо с образованием соли Fe (II); продуктами восстановления HNO₃ могут быть (в зависимости от концентрации) NH₄NO₃, N₂, N₂O. Только концентрированная HNO₃ при нагревании растворяет железо с образованием солей

Fe (III).

Кобальт и никель растворяются в HNO₃ с образованием солей М (II) и выделением NO₂ в случае концентрированной кислоты и NO в случае разбавленного раствора.

Fe, Co, Ni образуют оксиды MО, M₂O₃ и М₃О₄ (МО ^. М₂О₃).

Оксид железа Fe⁺⁶O₃, в свободном состоянии не получен, известны соответствующие соли − ферраты Na₂FeO₄, K₂FeO₄.

Оксиды МО и соответствующие им гидроксиды М(ОН)₂ обладают основными свойствами, практически не растворимы в воде. М(ОН)₂ получаются при взаимодействии солей М (II) со щелочами. Гидроксид Fe(OH)₂ легко окисляется и частично переходит в Fe(OH)₃:

4Fe(OH)₂ + 2H₂O + O₂ = 4Fe(OH)₃

Гидроксид Со(ОН)₂ существует в виде двух модификаций − синей и розовой, окисляется в Со(ОН)₃ под воздействием кислорода воздуха, но медленнее, чем Fe(OH)₂. Под действием окислителей Н₂О₂, Br₂ окисление идет гораздо быстрее. В отличие от Fe(OH)₂ и Со(ОН)₂ гидроксид Ni(OH)₂ устойчив на воздухе и устойчив к действию Н₂О₂. Окисляется только более энергичными окислителями (Cl_2,Br₂):

2Ni(OH)₂ + Br₂ + 2NaOH = 2Ni(OH)₃ + 2NaBr

Оксид Fe₂O₃ и соответствующий гидроксид проявляют основные свойства, легко растворяются в кислотах, но могут проявлять и слабые амфотерные свойства. При сплавлении со щелочами или содой образуют ферриты:

Fe₂O₃ + Na₂CО₃ = 2NaFeO₂ + CО₂

Оксиды Co₂O₃ и Ni₂O₃ и соответствующие им гидроксиды Со(ОН)₃ и Ni(OH)₃ плохо растворимы в воде, являются сильными окислителями. При действии на них кислот образуют соли М (II):

Cо₂O₃ + 6HCl = 2CoCl₂ + Cl₂ + 3 H₂O

Для железа более устойчивыми являются соединения со степенью окисления +3, для никеля и кобальта +2. Поэтому Fe²⁺ является довольно сильным восстановителем, тогда как Со²⁺ и Ni²⁺ этими свойствами в заметной степени не обладают. В степени окисления +3 железо, кобальт и никель проявляют окислительные свойства; окислительная способность увеличивается в ряду Fe −Co − Ni .

Соли сильных кислот, как правило, все хорошо растворимы, растворы их вследствие гидролиза имеют кислую среду.

Элементы триады железа легко образуют комплексные соединения, в которых железо может иметь степень окисления +2, +3, кобальт, главным образом, +3, а никель +2. Наиболее характерное координационное число 6, редко 4.

Выполнение работы

Опыт 1. Получение и свойства гидроксида железа (II)

Налить в пробирку 1-2 мл свежеприготовленного раствора FeSO₄ и прилить такой же объем щелочи. Наблюдать выделение осадка. Через несколько минут наблюдается побурение осадка. Почему?

Требование к результатам опыта:

Написать уравнения реакций получения гидроксида железа (II) и окисление его на воздухе до Fe(ОН)₃.

Опыт 2. Получение и свойства гидроксида кобальта (II)

Налить в две пробирки по 1-2 мл раствора СоСl₂, добавить 1-2 мл раствора щелочи. Наблюдать осаждение синей формы Со(ОН)_2.Нагреть содержимое одной пробирки. Образуется Со(ОН)₂розового цвета. При стоянии на воздухе Со(ОН)₂окисляется до Со(ОН)₃. Быстро ли происходит эта реакция?

В другую пробирку с Со(ОН)₂прилить несколько капель раствора пероксида водорода Н₂О₂. Что наблюдается?

Требования к результатам опыта:

1. Составить уравнения реакций получения гидроксида кобальта (II) и окисление его на воздухе до Со(ОН)₃.

2. Написать уравнение реакции окисления Со(ОН)₂ пероксидом водорода.

3. Сделать вывод о скорости окисления Со(ОН)₂ под действием кислорода воздуха и пероксида водорода.

Дата добавления: 2018-06-27; просмотров: 448; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

⇐ Предыдущая 6 7 8 9 10 11 12 131415 Следующая ⇒

Мы поможем в написании ваших работ!