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 внешнего энергетического уровня 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 – черного цвета. Гидроксиды меди CuOH и Cu(ОН)₂ – нерастворимые в воде вещества соответственно желтого 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 путем, при взаимодействии соли серебра со щелочью:

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 внешнего энергетического уровня 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) идет 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 пленка, 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 – желтого или красного, Hg₂O – черного цвета.

Гидроксиды Zn и Cd 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 ртути 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 щелочи до выпадения осадка. Затем прилить до растворения осадков в первую – раствор HCl, во вторую – раствор аммиака, в третью – концентрированной щелочи. Содержимое четвертой 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 объем 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 йодкрахмальной 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 щелочи. Отметить цвет образующегося осадка.

Требование к результату опыта

Составить уравнение реакции образования оксида серебра.

Опыт 4. Действие щелочи 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 щелочи до выпадения осадков. Отметить их цвет. Прилить во все пробирки избыток раствора щелочи. 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 для самостоятельного решения

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 Δ Н° реакции восстановления ZnO 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

(ρ = 1, 107 г/мл), полученного при растворении 5 г соли в 45 г воды.

(Ответ: 0, 63 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 Δ G⁰ 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. Составить уравнения реакций, с помощью которых 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 +2, +3, +6, наиболее устойчивой является степень окисления +3. Соединения Cr (II) неустойчивы и быстро окисляются кислородом воздуха до соединений Cr (III).

При нагревании в мелкораздробленном состоянии хром окисляется многими неметаллами, сгорает в кислороде. Хром легко пассивируется, поэтому является исключительно химически устойчивым металлом.

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 зеленого 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 темно-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 желтый 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⁻ (желтая 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 щелочи до появления серо-зеленого осадка. Для определения свойств Cr(OH)₃ добавить в первую пробирку раствор HCl, а во вторую концентрированный раствор щелочи 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 щелочи. 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 и упражнения для самостоятельного решения

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 Δ G° 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) Cr₂(SO₄)₃ + K₂CO₃ + H₂O = …;

б) Cr(NO₃)₃ + H₂O ↔ …; в) CrCl₃ + Na₂S + 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 Δ G° 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

2Al + K₂Cr₂O₇ + 7H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 7H₂O

20.18. Закончить уравнения реакций:

а) Cr₂O₃ + H₂SO₄ = …; б) Cr₂O₃ + КОН …;

в) Cr₂O₃ + КОН + KMnO₄= …

20.19. Предложить 4 способа получения Cr₂O₃Составить соответствующие уравнения реакций.

20.20. Какая масса дихромата калия требуется 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 внешнего энергетического уровня 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 – темно-бурое нерастворимое в воде вещество, наиболее устойчивое кислородное соединение марганца при обычных условиях. Обладает слабо выраженными амфотерными свойствами. С концентрированной H₂SO₄ он дает 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 MnO₂может 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 темно-зеленый 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-черная жидкость, сильный окислитель. Растворим в воде. Отвечающая ему марганцовая кислота HMnO₄известна только в растворах. Эти растворы, а также растворы ее 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 щелочи 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 HNO₃ (1: 1) и 2–3 капли раствора сульфата марганца 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 H₂SO₄ и добавить к осадку, полученному в опыте 1. Что наблюдается?

Требования к результатам опыта

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

2. Сделать вывод, какие свойства (окислительные или восстановительные) проявляет соединение 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 нее

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)

· 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.

· 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 серной кислоты, во вторую – столько же воды, а в третью 1–2 мл концентрированной щелочи. 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 и упражнения для самостоятельного решения

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: 3K₂MnO₄ + 4HNO₃ = 2KMnO₄ + MnO₂ + 4KNO₃ + 2H₂O.

Какой объем раствора HNO₃ (ρ = 1, 185 г/мл) с массовой долей 30 % необходим для получения 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. Какая масса 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 Δ G° 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. По стандартным энтальпиям образования вычислить тепловой эффект реакции получения марганца 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 ионно-молекулярном 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).

⇐ Предыдущая 5 6 7 8 91011 12 13 14 Следующая ⇒