Химия элементов

Федеральное агентство по образованию
Архангельский государственный технический университет
Л.В. Майер, О.ТТ. Орлова, Т.Б. Мошкова
Химия элементов
Учебное пособие
УДК 546 (075)
ББК24.1
М 12
Рассмотрено и рекомендовано к изданию методической комиссией
химико-технологического факультета
Архангельского государственного технического университета
3 декабря 2008 г.
Рецензенты:
О.С. Бровко, ст. науч. сотрудник Института экологических проблем
Севера, канд. хим. наук;
Т.Э. Скребен, проф. кафедры теоретической и прикладной химии,
канд. хим. наук
Майер, Л.В.
М 12 Химия элементов: учеб. пособие / Л.В. Майер, О.П. Орлова, Т.Б.
Мош-кова. - Архангельск: Арханг. гос. техн. ун-т, 2009. - 103 с.
ISBN 978-5-261-00427-1
Подготовлено кафедрой общей и аналитической химии АГТУ.
На основе периодического закона Д.И. Менделеева изложена химия
элементов. Рассмотрены химические свойства, методы получения элемен­
тов и их соединений. Приведены лабораторные работы, знакомящие сту­
дентов с химическими свойствами элементов и их соединений.
Предназначено для студентов 1-го курса специальностей 240100.62
«Химическая технология и биотехнология»; 200503.65 «Стандартизация и
сертификация», 200501.65 «Метрология и метрологическое обеспечение»,
200500.62 «Метрология, стандартизация и сертификация», 240406.65
«Технология химической переработки древесины», 280200.62 «Защита ок­
ружающей среды».
Библиогр. 8 назв.
УДК 546(075)
ББК24.1
ISBN 978-5-261 -00427-1
4
© Архангельский государственный
технический университет, 2009
ВВЕДЕНИЕ
Учебное пособие включает краткое описание свойств элемен­
тов и их важнейших соединений по группам периодической системы
Д.И. Менделеева, методики лабораторных работ, выполняемых при
изучении химии элементов, а также справочные таблицы.
Для успешной работы в лаборатории необходима тщательная
домашняя подготовка студентов к занятиям, в том числе и оформ­
ление лабораторного журнала с использованием теоретического ма­
териала. Студенты без лабораторных журналов к лабораторной ра­
боте не допускаются.
Для успешного выполнения опыта надо строго следовать опи­
санию работы: брать рекомендованное количество реагентов, соб­
людать последовательность операций нагрева, охлаждения, введения
реагентов в реакционную смесь и т.д.
В тех случаях, когда в описаниях опыта нет дополнительных
указаний, реагенты используются в виде разбавленных растворов.
Если нет других указаний о количестве твердого реагента, для
опыта используют 1-2 кристалла (в случае гранулированных метал­
лов - 1-2 гранулы).
Приступая к работе в лаборатории, необходимо строго соб­
людать следующие правила,
1) ознакомиться с действующими инструкциями по технике бе­
зопасности и неукоснительно их выполнять; особое внимание обращать
на дополнительные указания в описаниях опытов по безопасному
ведению конкретного процесса (тяга, защитные очки и пр.);
2) не загромождать рабочее место и содержать его в чистоте;
5
3) бережно относиться к оборудованию лаборатории, реактивам
и материалам; не расходовать больших количеств, чем нужно для
опыта, реактивов; не возвращать обратно в банки или капельницы с
реактивами избыточные количества сухих реактивов и растворов; не
разукомплектовывать приготовленные лаборантами штативы и
ящики с реактивами; не путать пробки и пипетки; не оставлять
сосуды с реактивами открытыми.
4) все опыты с применением концентрированных растворов
кислот и щелочей, а также работы с вредными веществами проводить
только в вытяжном шкафу при включенной вентиляции;
5) после окончания работы в лаборатории вымыть химическую
посуду, убрать рабочее место, выключить воду, электроприборы,
спиртовки.
Отчет о лабораторной работе оформляется в лабораторном
журнале и должен содержать следующие сведения:
• дату выполнения работы, ее номер и название;
• номер и название опыта;
• уравнения всех химических реакций;
• подробное описание наблюдаемых явлений;
• выводы и ответы на поставленные в описании опыта вопросы.
Рекомендуется использовать справочный материал и числовые
данные (приведены в прил. 1-7). Если в ходе реакции выделяется
осадок или из осадка в раствор переходит труднорастворимый
электролит (соль, гидроксид), то в отчете следует привести значение
произведения растворимости (ГТР) и показать условия осаждения или
растворения осадка с учетом ГТР.
При изучении гидролиза солей необходимо выписать сопря­
женные пары кислота/основание, найти и записать значения констант
кислотности или основности; при изучении окислительно-восстано­
вительных процессов - привести уравнения электронно-ионных
полуреакций или уравнения электронного баланса; при изучении
реакций комплексообразования - значения констант нестойкости
комплексов.
6
Глава 1. s-ЭЛЕМЕНТЫ I И II ГРУПП ПЕРИОДИЧЕСКОЙ
СИСТЕМЫ Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА. ЩЕЛОЧНЫЕ
И ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫЕ МЕТАЛЛЫ
К ^-элементам I группы относят щелочные металлы: литий L i ,
натрий Na, калий К, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr. Атомы этих
1
элементов имеют один валентный электрон ш , низкие энергии
ионизации и наибольшие размеры атомов, поэтому у щелочных
металлов наиболее сильно выражены металлические свойства.
В виде простых веществ все они - блестящие серебристо-белые
(за исключением золотисто-желтого цезия) металлы
Важнейшие минералы натрия: каменная соль (галит) NaCl,
глауберова соль Na S0 • 10Н О, криолит Na^AlFe, бура N a B 0 • 10Н О.
2
4
2
2
4
7
2
Натрий, калий и его аналоги исключительно реакционно-спо­
собные металлы: на воздухе быстро окисляются; в атмосфере фтора и
хлора самовоспламеняются, при нагревании реагируют с жидким
бромом, серой, иодом, водородом и другими неметаллами.
Для натрия характерно образование пероксидных соединений:
2Na + 0 = N a 0
2
2
2
Оксид натрия получают косвенным путем,
восстанавливая
N a 0 металлическим натрием. Известны также малостойкие озонид
2
2
натрия NaO^ и надпероксид Na0 .
2
При сплавлении натрия с серой образуются персульфиды Na S ,
2
2
Na S , Na S , Na S .
2
3
2
4
2
5
Гидроксид натрия (едкий натр, каустическая сода) - очень
сильное основание - щелочь.
С водой калий и его аналоги реагируют с воспламенением и
взрывом. При сгорании они образуют надпероксиды Э 0 . Пероксиды
2
и надпероксиды - сильные окислители, легко разлагаются водой и
разбавленными кислотами:
+
+
2 К 0 + 2Н = 2К + Н 0 + 0
2
2
2
2
7
Еще более сильными окислителями являются озониды, обра­
зующиеся при действии озона на твердые гидроксиды:
4КОН + 4 0 = 4 К 0 + 0 + 2 Н 0
3
3
2
2
которые разлагаются в обычных условиях:
2К0 = 2К0 + 0
3
2
2
Оксиды бурно взаимодействуют с водой, образуя гидроксиды:
1/2Э 0+ 1/2Н 0 = ЭОН
2
2
Гидроксиды ЭОН - бесцветные, гигроскопичные вещества, в
растворе ионизированы почти полностью и являются самыми
сильными основаниями - щелочами.
К щелочно-земельным элементам относят кальций Са, строн­
ций Sr, барий Ва.
В природе кальций - один из наиболее распространенных
элементов, входит в состав силикатов и алюмосиликатов (граниты,
гнейсы). Известняк и мел состоят из минерала кальцита СаС0 ,
окристаллизованная форма кальцита - мрамор, широко распростра­
нены ангидрит CaS0 , гипс CaS0 • 2 Н 0 , флюорит CaF и др.
Основные минералы стронция и бария стронцианит SrC0 ,
витерит ВаС0 , целестин SrS0 , барит BaS0 .
Кальций и его аналоги в виде простых веществ - серебристобелые металлы, имеют большие атомные радиусы и низкие значения
потенциалов ионизации. Электронная конфигурация последнего
уровня т .
С активными неметаллами они взаимодействуют при обычных
условиях, при нагревании реагируют с азотом, водородом, углеродом,
кремнием и др. Все металлы подгруппы кальция растворяются в воде.
Их оксиды получают термическим разложением карбонатов или нит­
ратов:
3
4
4
2
2
3
3
4
4
1
СаС0 <->СаО + С 0
3
2Ba(N0 )
3
8
2
2
2ВаО + 4 N 0 + 0
2
2
Оксиды энергично взаимодействуют с водой, образуя более или
менее растворимые гидроксиды Э(ОН) , которые являются сильными
основаниями. При взаимодействии с кислотными оксидами они дают
соли:
2
СаО + С 0
СаСОз
2
ВаО + S i 0 <- BaSi0
2
BaO + S 0
BaS0
2
3
3
Ca(OH) + C 0 <-> C a C 0 + H 0
2
2
3
2
Соединения кальция и его аналогов характеризуются высокой
гигроскопичностью, образуют кристаллогидраты СаС1 -6Н 0 или
2
2
катионные комплексы [Ca(H 0) ]Cl .
2
fl
2
Благодаря своей высокой активности кальций и аналоги образуют
большое количество перекисных соединений: пероксиды (Са0 ),
надпероксиды (Ва(0 ) ), персулъфиды (CaS„), перкарбиды (СаС ).
Природные соединения кальция применяются в производстве
вяжущих строительных материалов (цементы, гипсовые материалы,
известь). Гипсовые материалы - жженый гипс, или алебастр,
2CaS04-H 0 - получают обжигом гипса, при замешивании теста
происходит присоединение воды, при этом масса отвердевает вслед­
ствие закристаллизовывания:
2
2
2
2
2
2[CaS0 • 0,5Н О] + З Н 0 = 2[CaS0 * 2 Н 0 ]
4
Известковый
воздуха:
2
раствор
2
4
затвердевает
при
2
поглощении
С0
2
Са(ОН) + С 0 <-> С а С 0 + Н 0
2
2
3
2
Лабораторная работа № 1
Химические свойства натрия, кальция и их соединений
Опыт 1. Горение натрия в воздухе (общий опыт)
Достаньте пинцетом кусочек металлического натрия из банки
с керосином, промокните его фильтровальной бумагой, поместите в
9
фарфоровый тигель и нагрейте до полного сгорания металла. Об­
ратите внимание на цвет полученного пероксида натрия. Напишите
уравнение реакции.
После остывания тигелька добавьте к пероксиду натрия воду до
1/2 объема тигля. Часть полученного раствора пипеткой перенесите в
пробирку и добавьте 1-2
капли фенолфталеина. Что при этом
происходит? В тигле проведите качественную реакцию на наличие
пероксида водорода в растворе. Для этого к раствору в тигле добавьте
3- 4 капли КТ, 2-3 капли 1 М раствора H2SO4 и 1-2 капли крахмала.
Объясните окрашивание раствора. Напишите уравнения реакций вза­
имодействия пероксида натрия с водой и разложения пероксида
водорода.
Опыт 2. Окрашивание пламени солями щелочных металлов
Предварительно промойте стальную проволочку концентриро­
ванной хлороводородной кислотой и прокалите в пламени спиртовки
до белого каления, пока пламя не перестанет окрашиваться. Затем
опустите проволочку в концентрированный раствор хлорида щело­
чного металла и внесите ее сбоку во внешнюю часть несветящегося
пламени.
Проведите опыты с солями лития, калия и натрия. Отметьте, в
какой цвет окрашивается пламя хлоридами лития, калия и натрия.
ОпытЗ. Качественные реакции на ионы натрия и калия
А. Качественная реакция на ионы натрия. В пробирку внесите
4- 5 капель хлорида натрия и добавьте столько же раствора гексагидроксостибата (V) калия. Охлаждая пробирку снаружи водопро­
водной водой, осторожно потирайте изнутри стенки
пробирки
стеклянной палочкой. Отметьте появление белого кристаллического
осадка гексагидроксостибата (V) натрия Na[Sb(OH) ].
6
Б. Качественная реакция на ионы калия. Во вторую пробирку
внесите 1 мл раствора хлорида калия, подкислите раствор уксусной
10
кислотой и добавьте 1 мл раствора гексанитритокобальтата натрия.
Наличие ионов калия доказывает образование желтого мелкокрис­
таллического осадка по уравнению
Na [Co(N0 ) ] + 2КС1 = K Na[Co(N0 ) ]| + 2NaCl
3
2
6
2
2
6
В. Качественная реающя на ионы кальция. На предметное стек­
ло нанесите 3-4 капли раствора нитрата кальция, затем 1-2 капли
концентрированной серной кислоты. Стекло прогрейте над пламенем
спиртовки до появления каемки по краю капли. Рассмотрите под
микроскопом образовавшиеся кристаллы гипса C a S 0 - 2 H 0 и
зарисуйте их. Составьте уравнение реакции получения гипса.
4
2
Опыт 4. Гидролиз водных растворов солей натрия, калия
и кальция
С помощью универсальной индикаторной бумаги определите
рН среды растворов следующих солей: карбоната натрия, хлорида
калия, ацетата натрия, ортофосфата натрия. Для этого в четыре про­
бирки налейте по 2-3 мл дистиллированной воды и добавьте микро­
шпателем кристаллические соли, растворы перемешайте стеклянной
палочкой и нанося с помощью стеклянной палочки растворы солей на
индикаторную бумагу определите рН среды растворов солей.
Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реак­
ций гидролиза солей.
Опыт 5. Получение карбонатов кальция и магния
А. Получение оксида кальция и его гидратагщя. Кусочек мела
прокалите в пламени спиртовки в течение 3—4 минут, поместите в
пробирку или фарфоровую чашку с небольшим количеством воды,
добавьте 1-2 капли фенолфталеина. Наблюдайте изменение окраски
индикатора.
Напишите уравнения реакций разложения карбоната кальция,
взаимодействия оксида кальция с водой, электролитической диссо­
циации гидроксида кальция.
Сделайте вывод о возможности использования этого способа
для промышленного производства оксида и гидроксида кальция,
дайте технические названия этих соединений.
Б. Получение карбоната кальция. В пробирку внесите 5-6 ка­
пель раствора соли кальция и добавьте по каплям концентрирован­
ный раствор карбоната натрия до образования осадка гидроксокарбоната кальция. Напишите уравнение происходящей реакции.
В. Получение карбоната магния. В пробирку внесите 5-6 капель
раствора соли магния и добавьте по каплям концентрированный
раствор карбоната натрия до образования осадка гидроксокарбоната
магния. Напишите уравнение происходящей реакции.
Опыт 6. Окрашивание пламени солями щелочно-земельных
металлов
Предварительно промойте стальную проволочку концентри­
рованной хлороводородной кислотой и прокалите в пламени спир­
товки до белого каления, пока пламя не перестанет окрашиваться.
Затем опустите проволочку в насыщенный раствор хлорида кальция
и внесите ее сбоку во внешнюю часть несветящегося пламени. От­
метьте цвет пламени.
Повторите опыт с растворами солей стронция и бария. Опишите
наблюдаемые явления.
Глава 2. /7-ЭЛЕМЕНТЫ III ГРУППЫ ПЕРИОДИЧЕСКОЙ
СИСТЕМЫ Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА. БОР,
АЛЮМИНИЙ И ИХ СОЕДИНЕНИЯ
2
2
Бор - типичный неметалл. Его электронная формула \s 2s 2p\
Характерная степень окисления +3. В обычных условиях бор мало­
активен, взаимодействует только с фтором, при нагревании окис­
ляется кислородом, серой, хлором, азотом.
С металлами бор образует бориды, например Mg3B , с галоге­
нами - галогениды состава ВНаЬ.
2
12
С водородом бор не взаимодействует, косвенным путем могут
быть получены водородные соединения бора (бораны) состава В„Н
н+4
и В„Н„+б.
На бор действуют лишь горячие концентрированные азотная и
серная кислоты, при этом образуется ортоборная кислота
В + 3HN0
2 В
+3H
2
S0
= Н ВОз + 3 N 0 |
3 (конц)
4
( К
Н3ВО3:
3
онц) =
2
+ 3S0 t
2Н ВОз
2
3
Аморфный бор растворяется в концентрированных щелочах:
2 В
+ 2 К О Н
+ 2 Н
2
0
= 2 К В 0
+ ЗН Т
2
2
Кристаллический бор не реагирует с растворами щелочей, но
взаимодействует с расплавленными щелочами в присутствии окис­
лителей.
При высокой температуре бор реагирует с кислородом, образуя
борный ангидрид
Как кислотный оксид
В 0 .
2
3
В 0
2
3
энергично
взаимодействует с водой с образованием ортоборной кислоты
Ортоборная кислота
Н3ВО3
Н3ВО3.
представляет собой белое крис­
10
таллическое вещество, очень слабую кислоту (К\ = 6-Ю" ). При
нагревании ортоборная кислота теряет воду, образуя метаборную
кислоту, а затем В 0з:
2
-U=HB0
Н3ВО3
-Н 0
2
^ е В
2
- Н
2
0
2
3
0
При нейтрализации Н 3 В О 3 избытком щелочи получаются соли
тетраборной кислоты Н В 07 - тетрабораты - или метаборной кис­
лоты - метабораты:
2
4Н3ВО3
4
+ 2 N a O H
=Na
2
B 0
4
7
+
7Н 0
2
тетраборат натрия,
бура
Н3ВО3
+ NaOH = N a B 0 +
2
2 Н
2
0
мотаборат натрия
13
При разложении буры сильными кислотами может быть полу­
чена ортоборная кислота:
Na B 0 + H S 0 + 5Н 0 = Na S0 + 4Н В0
2
4
7
2
4
2
2
4
3
3
Аналогично силикатам и фосфатам бораты легко переходят в
стеклообразное состояние, что обусловлено их полимерным строением.
Алюминий - серебристо-белый мягкий металл, обладающий вы­
сокими теплопроводностью и электрической проводимостью. Элек­
тронная формула алюминия \s 2s 2p 3s 3p\ Во всех соединениях он
трехвалентен, что соответствует возбужденному состоянию 3s 3p .
Для алюминия характерны координационные числа 4 и 6.
2
2
b
2
l
2
На воздухе алюминий покрывается прочной оксидной пленкой
А1 0 , которая определяет его высокую коррозионную стойкость.
При взаимодействии алюминия с кислородом или серой выделяется
большое количество тепла. С хлором и бромом алюминий реагирует
при комнатной температуре, с иодом - при нагревании или в присут­
ствии воды как катализатора.
Если с поверхности металла удалить оксидную пленку, то алю­
миний будет бурно взаимодействовать с водой:
2
3
2А1 + 6 Н 0 — 2А1(ОН) + З Н |
2
3
2
Алюминий активно восстанавливает многие металлы из их
оксидов (алюмотермия):
8А1 + 3Fe 0 -> 4А1 0 + 9Fe, АЯ ° =-3519 кДж/моль.
3
4
2
3
2
98
Разбавленную азотную кислоту он восстанавливает в зависи­
мости от концентрации и температуры до NO, N 0 , N , N H N 0 .
Алюминий устойчив в концентрированных азотной и серной кис­
лотах, а также в очень разбавленной азотной кислоте. Эти кислоты на
холоду пассивируют алюминий, при этом оксидная пленка на
поверхности алюминия упрочняется. Пассивации алюминия соот­
ветствуют реакции:
2
2А1 + 3 H S 0
2
4 (конц)
2А1 + 2 H N 0
14
3 (конц)
2
— А1 0 + 3S0 + З Н 0
2
3
2
2
- • А1 0 + 2N0 + Н 0
2
3
2
4
3
Алюминий активно взаимодействует с соляной и разбавленной
серной кислотами, восстанавливая из них водород и образуя аквакомплексы:
2А1 + 6НС1 + 12Н 0
2[А1(Н 0) ]С1 + ЗН
2
2
6
3
2
хлорид гексаакваштюмипия
Алюминий - типичный амфотерный металл. Оксид и гидроксид
алюминия проявляют амфотерные свойства, т.е. взаимодействуют
с кислотами:
А1 0з + 6НС1 — 2А1С1з + З Н 0
2
2
или
А1 0 + 6НС1 + 5 Н 0
2
3
2[А1(Н 0) ]С1
2
2
4
3
хлорид тетраакваалгоминия
и со щелочами:
А1 0 + 2КОН
2
2КА10 + Н 0 (при сплавлении)
3
2
2
А1 0з + 2КОН + З Н 0 — 2К[А1(ОН) ] (в растворе)
2
2
4
тсфашдроксоалюминат калия
ИЛИ
А1 0 + 6КОН + З Н 0 - • 2Кз[А1(ОН) ] (в растворе)
2
3
2
6
гексагидроксоалтомипат калия
Амфотерные свойства гидроксида алюминия доказывают реак­
ции:
А1(ОН) + ЗНС1 + 3 Н 0 — [А1(Н 0) ]С1з
3
2
2
6
А1(ОН)з + 3NaOH -> Na [Al(OH) ]
3
6
Алюминий активно взаимодействует со щелочами в растворах,
поскольку щелочи растворяют защитную оксидную пленку:
2А1 + 6NaOH + 6 Н 0 — 2^з[А1(ОН) ] + ЗН
2
6
2
Соли алюминия хорошо растворимы в воде, легко гидролизуются. Ряд солей (A1 S , А1 (С0 )з) подвергается необратимому
гидролизу:
2
3
2
3
A1 S + 6 Н 0 — 2А1(ОН) + 3H St
2
3
2
3
2
15
Лабораторная работа № 2
Химические свойства бора и его соединений
Опыт 1. Получение ортоборной кислоты из тетрабората натрия
(буры)
В пробирку внесите 5-6 капель насыщенного раствора буры
N a B 0 , немного нагрейте раствор на спиртовке. К горячему раст­
вору буры добавьте 2-3 капли концентрированной серной кислоты.
Отметьте выпадение кристаллов ортоборной кислоты.
Напишите в молекулярной и ионной формах реакцию полу­
чения Н В 0 , учитывая, что в реакции участвует вода. Сделайте вы­
вод о способе получения ортоборной кислоты. Солью какой кислоты
является бура?
2
4
7
3
3
Опыт 2. Гидролиз буры
В две пробирки внесите по 5-6 капель раствора буры и до­
бавьте: в одну пробирку 2-3 капли раствора лакмуса, во вторую 2-3 капли фенолфталеина.
Составьте в молекулярной и ионной формах уравнение гидро­
лиза раствора буры. Сделайте вывод о характере среды раствора буры.
Опыт 3. Разложение ортоборной кислоты
Внесите в фарфоровую чашку немного кристаллов ортоборной
кислоты. Чашку поместите на кольцо, укрепленное в штативе, и наг­
ревайте борную кислоту на спиртовке до прекращения выделения
паров воды и далее до образования стекловидной массы - борного
ангидрида.
Составьте уравнение реакции разложения ортоборной кислоты.
Сделайте вывод о том, какие продукты получаются при разложении
ортоборной кислоты, и о причинах стеклования борного ангидрида.
Опыт 4. Получение эфира ортоборной кислоты (качественная
реакция на соединения бора)
В фарфоровую чашку внесите несколько кристаллов буры, до­
бавьте 2-3 капли концентрированной серной кислоты и 5-6 капель
16
этилового спирта. Смесь перемешайте стеклянной палочкой и подож­
гите образовавшийся эфир В(ОС Н ) .
Разложение буры:
2
5
3
Na B 0 + H S0 + 5Н 0 = Na S0 + 4Н В0
2
4
7
2
4
2
2
4
3
3
Образование борноэтилового эфира:
Н В 0 + ЗС Н ОН -> В ( 0 С Н ) + 3 Н 0
3
3
2
5
2
5
3
2
б о р и о ' ) 1 и л о т . 1 й ->фир
Горение борноэтилового эфира:
2В(ОС Н ) + 180 — 12С0 + 15Н 0 + В 0
2
5
3
2
2
2
2
3
Отметьте окраску пламени. После полного сгорания эфира на
дне чашки остается бесцветная прозрачная масса борного ангидрида,
при охлаждении он застывает и стекленеет.
Сделайте вывод о возможности качественного определения бор­
ной кислоты и ее солей.
Лабораторная работа № 3
Химические свойства алюминия и его соединений
Опыт 1. Отношение алюминия к кислотам
А. В три пробирки поместите по кусочку алюминия и добавьте
по 5-10 капель: в первую пробирку - 2 М раствора хлороводородной
кислоты, во вторую - 1 М раствора серной кислоты, в третью про­
бирку - 2 М раствора азотной кислоты. Во всех трех пробирках
реакции проводите при нагревании. Отметьте выделение газа во всех
пробирках. В какой из кислот реакция протекает более энергично?
Составьте уравнения реакций взаимодействия алюминия с кислотами
и уравняйте их методом электронного баланса. Сделайте вывод о
продуктах взаимодействия металлического алюминия с разбавленны­
ми кислотами.
Б. В три пробирки поместите по кусочку алюминия и добавьте
по 5-10 капель концентрированных кислот: в первую пробирку хлороводородной кислоты, во вторую - серной, в третью пробирку азотной.
17
Отметьте, что только с хлороводородной кислотой реакция идет
без нагревания, а для проведения реакции с концентрированными
серной и азотной кислотами пробирки нужно нагреть.
Составьте уравнения возможных реакций взаимодействия алю­
миния с кислотами на холоду или при нагревании, уравняйте их ме­
тодом электронного баланса. Сделайте вывод о характере взаимо­
действия металлического алюминия с концентрированными кисло­
тами-окислителями.
Опыт 2. Активирование и пассивирование алюминия кислотами
Проведите активирование алюминия хлороводородной кисло­
той. Для этого поместите в пробирку кусочек алюминия и добавьте
5-10 капель 2 М раствора соляной кислоты. Отметьте ваши наблю­
дения. Напишите уравнение реакции разрушения оксидной пленки
алюминия хлороводородной кислотой.
Проведите пассивирование алюминия азотной кислотой. Для
этого кусочек алюминиевой проволоки очистите наждачной бумагой,
опустите в пробирку и прилейте 5-10 капель концентрированной
азотной кислоты. Реагирует ли алюминий с концентрированной азот­
ной кислотой на холоду?
Через 2-3 минуты вылейте кислоту из пробирки и осторожно,
не встряхивая металл, промойте его водой, после чего внесите в про­
бирку 5-10 капель концентрированной хлороводородной кислоты.
Реагирует ли алюминий с соляной кислотой?
Отметьте пассивирующее действие концентрированной азотной
кислоты на алюминий. Составьте уравнение реакции пассивирования
алюминия концентрированной азотной кислотой и уравняйте его ме­
тодом электронного баланса.
Сделайте вывод о причинах пассивирования алюминия концен­
трированной азотной кислотой и о возможности активировании алю­
миния.
Опыт 3. Взаимодействие алюминия со щелочами
В пробирку поместите кусочек алюминия и добавьте 5-10 ка­
пель 2 М раствора щелочи. Наблюдайте выделение газа.
18
Составьте уравнение протекающей окислительно-восстанови­
тельной реакции.
Опыт 4. Взаимодействие алюминия с растворами солей
В две пробирки поместите по кусочку алюминия и добавьте в
одну из них 5-10 капель раствора сульфата меди (II), в другую - сто­
лько же раствора хлорида меди (II). В какой из пробирок идет реакция?
Опишите свои наблюдения и отметьте активизирующее дейст­
вие хлорид-иона на разрушение защитной пленки оксида алюминия и
выделение в результате этого меди из раствора.
Составьте соответствующие уравнения реакций в молекулярной
и ионно-молекулярной формах. Сделайте вывод о причинах различ­
ного взаимодействия алюминия с растворами солей.
Опыт 5. Получение гидроксида алюминия и исследование
его свойств
В две пробирки внесите по 4-5 капель раствора соли алюминия и
по каплям добавляйте 2 М раствор гидроксида натрия до образования
осадка гидроксида алюминия. В одну пробирку к полученному осадку
добавьте избыток хлороводородной кислоты, в другую - избыток
гидроксида натрия. Что происходит в обоих случаях?
Составьте уравнения реакций в молекулярной и ионно-моле­
кулярной формах. Назовите полученные комплексные соединения.
Сделайте вывод о характере свойств оксида и гидроксида алюминия.
Опыт 6. Гидролиз солей алюминия
А. В пробирку внесите 4-5 капель раствора сульфата алюминия
и добавьте 2-3 капли раствора лакмуса. Отметьте изменение цвета
раствора лакмуса, укажите причину этого изменения. С помощью
универсальной индикаторной бумаги определите рН и сделайте
вывод о характере среды раствора данной соли.
Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения
реакции гидролиза сульфата и нитрата алюминия по первой ступени.
Б. В другую пробирку внесите 3-4 капли раствора сульфата
алюминия и столько же раствора сульфида аммония. Объясните ваши
19
наблюдения. Образованием каких веществ в данной реакции обус­
ловлен необратимый гидролиз? Составьте уравнения реакции необ­
ратимого гидролиза.
Сделайте вывод о возможности существования водных раство­
ров таких солей, как сульфид или карбонат алюминия.
Опыт 7. Образование фторалюминатных комплексов
в растворе
В пробирку с водой внесите кристаллы A1F . Объясните раство­
рение A I F 3 при добавлении NaF.
Напишите уравнение реакции получения фторалюминатного
комплекса. Дайте название полученному комплексному соединению.
3
Сделайте вывод о способности алюминия к комплексообразованию.
Опыт 8. Адсорбционные свойства гидроксида алюминия
К раствору сульфата алюминия прилейте небольшое количество
раствора гидроксида аммония до образования осадка. Осадок об­
разовавшегося гидроксида алюминия отфильтруйте в другую про­
бирку через бумажный фильтр, осадок промойте водой и затем по
каплям добавляйте раствор лакмуса. Отметьте цвет фильтрата.
Сделайте вывод об адсорбционных свойствах гидроксида алю­
миния.
Глава 3. /7-ЭЛЕМЕНТЫIV ГРУППЫ ПЕРИОДИЧЕСКОЙ
СИСТЕМЫ Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА. УГЛЕРОД,
КРЕМНИЙ, ЭЛЕМЕНТЫ ПОДГРУППЫ
ГЕРМАНИЯ И ИХ СОЕДИНЕНИЯ
К р-элементам IV группы относят: углерод С, кремний Si, гер­
маний Ge, олово Sn и свинец РЬ. Атомы этих элементов имеют 4 элек­
трона на внешнем энергетическом уровне. Электронная формула
20
внешнего электронного уровня в обычном невозбужденном состо¬
янии - ns пр , в возбужденном состоянии - ns пр . Соответственно
элементы проявляют валентности 2 и 4, имеют степени окисления:
- 4, +2, +4. По группе сверху вниз возрастает радиус атома, увели­
чиваются металлические свойства.
Углерод - типичный неметалл, электронная формула - \s 2s 2p .
В большинстве неорганических соединений проявляет степени окис­
ления -4, +4, +2. В атоме углерода, в отличие от других элементов,
число валентных электронов равно числу валентных орбиталей, что
является одной из основных причин большой устойчивости - С - С - свя­
зи. Способность атома углерода образовывать четыре ковалентные
связи обуславливает возможность образования различных структур:
линейных, разветвленных, сшитых, циклических. Эти многочис­
ленные соединения изучает органическая химия.
2
2
2
Простое вещество углерод имеет несколько аллотропных моди­
фикаций: алмаз, графит, карбин, которые отвечают различным типам
гибридизации атомных орбиталей (sp , sp , sp) и соответственно
имеют различное строение кристаллических решеток. Аморфный
углерод (уголь, сажа), получаемый при термическом разложении
органических соединений, представляет собой тонкоизмельченный
графит. К техническим сортам угля относят кокс, древесный уголь,
сажу. Древесный уголь - высокопористый материал, обладает адсорб­
ционными свойствами, поглощает газы и растворенные в воде ве­
щества.
При обычных условиях углерод малоактивен. При высокой тем­
пературе он взаимодействует со многими металлами и неметаллами.
Восстановительные свойства углерода широко используются в метал­
лургии. Оксиды металлов восстанавливаются углем:
3
2
МеО + С ^ М е + СОТ
Соединения углерода с элементами, имеющими меньшую элек­
троотрицательность, называются карбидами. Их получают прокали­
ванием простых веществ или их оксидов с углем:
21
СаО + ЗС ^ С а С
+ СОТ
2
Карбиды металлов при взаимодействии с водой разрушаются с
выделением углеводорода, поэтому их рассматривают как произ­
водные соответствующих углеводородов:
А1 Сз + 12Н 0 = 4А1(ОН) + ЗСН4
мигам
4
2
3
СаС + 2 Н 0 = Са(ОН) + С Н |
2
2
2
2
2
ацетилнг
Карбиды металлов - твердые, тугоплавкие, коррозионностойкие
вещества, входят в состав чугунов и сталей (Мп С, Fe C, С03С).
Карбиды кремния SiC и бора В С обладают высокой твердостью,
тугоплавкостью, химической инертностью.
При высоких температурах углерод взаимодействует с серой,
азотом, галогенами образуя соответственно CS (сероуглерод), C N (дициан), СНаЦ.
3
3
4
2
2
2
Углерод горит, при этом может образоваться два оксида:
оксид углерода (II) СО при неполном сгорании угля:
С + 1/20 = СО
2
оксид углерода (IV) - продукт горения угля и органических
веществ - при полном доступе кислорода:
С + 0 = со
2
2
оксид углерода (II) СО (угарный газ) - бесцветный, не имею­
щий запаха газ. Очень ядовит, горит с выделением большого
количества тепла, применяется как газообразное топливо. В воде ма­
лорастворим, во взаимодействие с ней не вступает. Это несолеобразующий оксид, но при высокой температуре реагирует со щелочами с
образованием солей муравьиной кислоты:
NaOH + СО = NaCOOH
формиат натрия
В лаборатории его получают, действуя
веществами на муравьиную кислоту:
22
водоотнимающими
Оксид углерода (ТТ) при высокой температуре проявляет вос­
становительные свойства, применяется в металлургии для получения
металлов.
Наличие неподеленной электронной пары у атома углерода
объясняет склонность оксида углерода (II) к комплексообразованию
(например, к образованию карбонилов металлов: Сг(СО) , Fe(CO) ,
Ni(CO) ).
Оксид углерода (IV) - бесцветный газ, без запаха, в 1,5 раза
тяжелее воздуха.
В промышленности его получают при обжиге известняка:
б
5
4
СаСОз - ^ С а О + С 0 |
2
в лаборатории - действием хлороводородной кислоты на мрамор:
СаСОз + 2НС1 = СаС1 + Н 0 + С 0 |
2
2
2
Оксид углерода (IV) сжижается при температуре 20 °С и давле­
нии 58 атм. При испарении С 0 охлаждается и затвердевает, образуя
«сухой лед», который применяется для охлаждения.
С 0 не горит и не поддерживает горения. Растворимость С 0
в воде невелика, примерно 1 % растворенного С 0 реагирует с водой,
образуя слабую двухосновную угольную кислоту:
2
2
2
2
+
Н С 0 <-> Н + НСО.Г
2
3
+
2
Н С О з " ^ Н + СОз "
С 0 легко поглощается растворами щелочей с образованием
соответствующих карбонатов:
2
Ва(ОН) + С 0 = ВаСОз! + Н 0
2
2
2
Угольная кислота образует два ряда солей: средние - карбонаты
и кислые - гидрокарбонаты. Карбонаты не растворимы в воде, за
исключением карбонатов щелочных металлов и аммония. Водные
растворы последних вследствие гидролиза имеют щелочной характер
среды:
23
N a C 0 + H 0 = N a H C 0 + NaOH
2
3
2
C O 3 "
2
3
+ H 0 = НСОз" + ОН"
2
Кремний - электронный аналог углерода. На внешнем элек­
тронном уровне он имеет 4 электрона, электронная формула:
1 s^2s~2p"3s"3p". Однако, у него больше размер атома, меньше энергия
ионизации, больше поляризуемость атома. В отличие от углерода,
для кремния нехарактерны sp-, ^-гибридизации. В соединениях он
проявляет степени окисления +4, -4.
Кремний - темно-серое, почти черное вещество с металли­
ческим блеском, очень твердое. Наличие на внешнем электронном
уровне свободных ^-орбиталей определяет полупроводниковые свой¬
ства алмазоподобной структуры кремния (sp -гибридизация).
Кремний получают в электропечах восстановлением оксида
кремния коксом:
С + S i 0 - • Si + С 0
2
2
В лаборатории его можно получить, сплавляя оксид кремния с
порошкообразным магнием:
2Mg + S i 0 ^ 2MgO + Si
2
Кристаллический кремний малоактивен. При комнатной тем­
пературе соединяется только со фтором:
Si + 2F
SiF
2
4
При нагревании аморфный кремний реагирует с кислородом,
галогенами и серой. В кислородсодержащих кислотах кремний пас­
сивируется. Он растворяется лишь в смеси азотной и фтороводородной (плавиковой) кислот:
3Si + 4НТМОз + 18HF = 3H SiF + 4NO + 8 Н 0
2
6
2
Кремний энергично растворяется в щелочах с выделением водо­
рода:
Si + Н 0 + 2КОН = K S i 0 + 2 Н |
2
2
3
2
При высокой температуре он реагирует с некоторыми метал­
лами, образуя силициды металлов:
24
2Mg + Si = Mg Si
2
С водородом кремний не реагирует. Силаны (Si„H „+ , и = 1...6)
получают косвенным путем. Например, при действии хлороводо­
родной кислоты на силицид магния образуется кремневодород моносилан:
2
2
Mg Si + 4НС1 = 2MgCl + SiH T
2
2
4
В отличие от углеводородов, силаны обладают малой стой­
костью, так как связь атомов кремния - S i - S i - менее прочная. Они
более реакционноспособны, чем соответствующие углеводороды.
Большинство из них воспламеняется на воздухе, сгорает с выделе­
нием значительного количества тепла:
SiH .) + 2О200 = Si0 K) + 2 Н 0 , АН = - 1357 кДж.
4(1
2C
2
(1)
Силаны являются сильными восстановителями. Реагируют с
водой при комнатной температуре:
SiH + 2H 0 = Si0 + 4 H |
4
2
2
2
Реакция протекает быстрее в щелочной среде:
SiH + Н 0 + 2NaOH = N a S i 0 + 4 Н |
4
2
2
3
2
Оксид кремния (IV), или диоксид, S i 0 - наиболее стойкое сое­
динение кремния. Это кислотный оксид, ему соответствуют слабые
малорастворимые в воде поликремниевые кислоты /?Si0 - тН 0. Вы­
делены мета- и ортокремниевая кислоты H S i 0 и H Si0 :
2
2
2
3
4
2
4
N a S i 0 + 2НС1 = H S i 0 + 2NaCl
2
3
2
3
Кремниевые кислоты образуются в виде коллоидных растворов,
легко переходят из золя в гель. При его высушивании образуется
высокопористый материал - силикагель, используемый как осуши­
тель и адсорбент.
В воде растворимы только силикаты щелочных металлов. Их
получают сплавлением песка с карбонатами или гидроксидами:
S i 0 + 2КОН = K S i 0 + Н 0
2
2
3
2
Si0 + К С0 = K Si0 + С 0
2
2
3
2
3
2
25
Так как кремниевая кислота очень слабая, то ее растворимые
соли подвергаются гидролизу:
K S i 0 + Н 0 = K H S i 0 + КОН
2
3
2
3
2
S i 0 " + H 0 = HSi0.r + OH"
3
2
Силикаты натрия и калия в технике называют растворимым
стеклом, они применяются для получения вяжущих, склеивающих
составов, огнезащитных материалов.
Силикаты служат сырьем для производства стекла, керамики,
цемента.
Обычное оконное стекло изготовляют из силикатов натрия и
кальция. Состав стекла соответствует формулам: N a 0 • СаО • 6Si0
2
или Na Si03-CaSi03-4Si0 . Получают его сплавлением известняка,
2
2
соды и кварцевого песка при t = 1500 °С:
N a C 0 + СаСОз + 6Si0 = N a 0 • СаО • 6Si0 + 2 С 0
2
Добавки
3
2
силиката железа
2
придают
2
стеклу
2
зеленый
цвет,
силиката кобальта - синий, оксида хрома - изумрудный. Добавляя
РЬО, получают хрусталь.
Элементы подгруппы германия - германий Ge, олово Sn и
свинец РЬ - полные электронные аналоги. Валентными у них яв­
2
2
ляются электроны ns np . В соединениях эти элементы проявляют
степени окисления +2 и +4. Для германия наиболее характерна
степень окисления +4, для свинца +2, для олова - в одинаковой мере
+2 и +4, хотя производные олова (IV) более устойчивы.
В ряду Ge-Sn-Pb усиливаются металлические свойства простых
веществ. Германий - серебристо-белое вещество с металлическим
блеском, полупроводник. Олово полиморфно: в обычных условиях
при температуре выше 14 °С оно существует в виде Р-модификации
(белое олово) - серебристо-белый металл. При охлаждении белое
олово переходит в а-модификацию (серое олово). Серое олово имеет
алмазоподобную структуру и является полупроводником. Свинец темно-серый металл.
26
2
Усиление металлических свойств у простых веществ в ряду
Ge-Sn-Pb отчетливо наблюдается и в характере изменения их хи­
мических свойств.
В обычных условиях германий и олово устойчивы по отно­
шению к воздуху и воде. Свинец на воздухе окисляется и покры­
вается синевато-серой оксидной пленкой.
При нагревании германий, олово и свинец взаимодействуют с
большинством неметаллов. При этом образуются соединения гер­
мания (IV), олова (IV) и свинца (II), например:
Ge + 2С1 = GeCU
2
Sn + 2С1 = SnCl
2
Pb+ С1 = РЬС1
2
4
2
В ряду стандартных электродных потенциалов германий рас­
положен после водорода, а олово и свинец - непосредственно перед
водородом. Поэтому германий не взаимодействует с разбавленными
хлороводородной и серной кислотами. Свинец устойчив по отно­
шению к разбавленным НС1 и H S 0 благодаря образованию на его
поверхности нерастворимых солей РЬС1 , PbS0 .
При растворении свинца в концентрированных НС1 и H S 0
получаются растворимые в воде продукты ЩРЬСЬ] или Н [РЬС1 ] и
гидросульфат свинца (II):
2
4
2
4
2
2
РЬ + З Н С 1
Pb + 3 H S 0
2
4 (копп)
(кош0
4
4
= Н[РЬС1 ] + Н Т
3
2
= Pb(HS0 ) + S 0 | + 2 Н 0
4
2
2
2
Различие в химической природе простых веществ элементов
подгруппы германия проявляются и в их отношении к азотной кислоте.
Концентрированная азотная кислота окисляет германий и олово
до кислот:
Э + 4HN0
3 ( к о щ )
= Н Э0 + 4N0 + Н 0
2
3
2
2
В разбавленной H N 0 олово ведет себя как металл, т.е. пере­
ходит в нитрат олова (II):
3
3Sn + 8HNO3 сразб) = 3Sn(N0 ) + 2NO + 4 Н 0
3
2
2
27
Свинец по отношению к азотной кислоте любых концентраций
ведет себя как металл и окисляется до Pb(N0 ) .
При нагревании олово и свинец взаимодействуют с водными
растворами щелочей:
3
2
Э + 2КОН + 2 Н 0 = К [Э(ОН) ] + Н |
2
Германий растворяется
окислителей, например Н 0 :
2
2
в
4
щелочах
2
лишь
в
присутствии
2
Ge + 2КОН + 2 Н 0 = K [Ge(OH) ]
2
2
2
6
Для элементов подгруппы германия известны оксиды типа ЭО и
Э 0 , которым соответствуют гидроксиды Э(ОН) и Э(ОН) ,
получаемые действием щелочей или N H H 0 на соли этих
элементов. Оксиды ЭО и гидроксиды Э(ОН) амфотерны. Они обра­
зуют два ряда солей (катионного и анионного типов), например:
SnCl , Pb(N0 ) , Na [Sn(OH) ] - тетрагидроксостаннат (II) натрия,
Na [Pb(OH) ] - тетрагидроксоплюмбат (II) натрия. Комплексные сое­
динения анионного типа обезвоживаются и переходят в Na Sn0 станнит натрия, Na Pb0 - плюмбит натрия.
Высшие оксиды Э 0 также являются амфотерными. Соответст­
вующие им гидроксиды могут проявлять как свойства кислот: мета( Н Э 0 ) или орто- (Н Э0 ), так и свойства оснований. Например, оло­
во (IV) и свинец (IV) образуют два ряда солей: катионного (SnCl ,
Pb(N0 ) ) и анионного (Na Sn0 или Na Sn0 ; Na Pb0 или Na Pb0 )
типов.
Гидроксид олова (IV) существует в виде двух форм: а- и (3-оловянной кислот, которые представляют собой различные формы кол­
лоидных растворов, отличающихся друг от друга разными размера­
ми коллоидных частиц, способностью к реакциям, а также спосо­
бами получения, р-форма имеет более крупные частицы по сравне­
нию с а-формой.
2
2
3
4
2
2
2
3
2
2
2
4
4
2
2
2
2
2
2
3
4
4
4
3
2
2
3
4
4
2
3
4
4
Действием водного раствора аммиака на раствор хлорида олова
(IV) получают а-оловянную кислоту:
SnCl + 4NH OH + 2 Н 0 = H [Sn(OH) ]| + 4NH C1
4
28
4
2
2
6
4
Она растворяется в щелочах и кислотах:
H [Sn(OH) ] + 2NaOH = Na [Sn(OH) ] + 2 Н 0
2
6
2
6
2
H [Sri(OH)6] + 4НС1 = SnCl + 6 H 0
2
4
2
При стоянии а-оловянная кислота переходит в (3-оловянную,
которую можно получить при окислении олова концентрированной
азотной кислотой:
Sn + 4 H N 0 = H S n 0 | + 4 N 0 + H 0
3
2
3
2
2
В отличие от а-оловянной (3-оловянная кислота не взаимодейст­
вует ни с кислотами, ни со щелочами. Различие в химической ак­
тивности а- и (3- оловянных кислот обусловлено их строением, умень­
шением при переходе от а- к |3- формам числа активных ОН-групп и
образованием устойчивых связей Sn-0-Sn .
Для всех трех элементов подгруппы германия известны
сульфиды 3S, нерастворимые в воде. Сульфиды 3S получают дейст­
вием сероводорода на растворы соответствующих солей, например:
SnCl +H S = SnS|+2HCl
2
2
В отличие от PbS, сульфиды GeS и SnS окисляются полисуль­
фидом аммония до 3S :
2
SnS+(NH ) S =SnS ^ + ( N H ) S
4
2
2
2
4
2
Сульфиды 3S известны только для германия и олова - GeS
и SnS , они не растворяются ни в воде, ни в разбавленных кислотах.
Сульфиды 3S проявляют кислотные свойства, взаимодействуют со
щелочами и сульфидом аммония с образованием тиосолей:
2
2
2
2
3SnS + 6NaOH = 2Na SnS + Na Sn0 + 3 H 0
2
2
3
2
SnS + (NH ) S = (NH ) SnS
2
4
2
4
2
3
2
3
тиостаннат аммония
Получившиеся тиосоли при действии кислот разлагаются:
(NH ) SnS + 2НС1 = SnS | + H S + 2NH C1
4
2
3
2
2
4
29
Сульфид олова (IV) при нагревании растворяется в концент­
рированной хлороводородной кислоте с образованием комплексной
кислоты:
SnS + 6НС1 = H [SnCl ] + 2H S
2
2
6
2
Для олова более устойчивыми являются соединения со сте­
пенью окисления +4, для свинца наиболее характерна степень окис­
ления +2, а следовательно, соединения олова (II) являются сильными
восстановителями, соединения свинца (IV) - сильными окислителями
(особенно в кислой среде).
Соединения свинца (IV), восстанавливаются до соединений
свинца (II):
5 РЬ 0 + 2 Mn SO +10 HNO, = 5 Pb(NO, ) + 2 Н М п 0 + 4 Н 0
2
4
2
окислитель
7
2
продукт восстановления
Соединения олова (II) окисляются до соединений олова (IV):
+2
+4
SnCl +2HgCl +2НС1 =H [SnCl ]+Hg Cl
2
2
2
iwecTaiiOHHTOiii
6
2
2
продукт окисления
SnCl + H g C l + 2HC1 = H [SnCl ] + Hg
Для свинца характерна способность к образованию смешанных
оксидов состава Р Ь 0 и Р Ь 0 (сурик).
Оксид РЬ 0з можно рассматривать как свинцовую соль метасвинцовой кислоты РЬРЬОз, а сурик Р Ь 0 - как свинцовую соль
ортосвинцовой кислоты РЬ РЬ0 . Графические формулы этих сое­
динений:
2
2
2
3
2
3
2
6
4
2
3
2
РЬ О Р Ь
о
4
4
=о
Pbt
;РЬ<
о
о
>ь
2
При действии азотной кислоты на РЬ 0з и РЬз0 в осадок вы­
2
4
падает оксид свинца (IV):
P b 0 +2HNO, = Pb(N0 ) + Р Ь 0 + Н 0
2
3
3
(РЬО-РЬ0 )
2
30
2
2
2
P b 0 + 4HNO, = 2 Pb(N0 ) + P b 0 + 2 H 0
3
4
3
2
2
2
(2PbO • Pb0 )
2
Сурик P b 0 является сильным окислителем:
3
4
+2+4
-1
0
+2
Pb з 0 +8НС1 = С1 +ЗРЬС1 + 4 Н 0
4
2
2
2
Растворимые соли элементов подгруппы германия, образован­
ные сильными кислотами, в водных растворах подвергаются гид­
ролизу и имеют кислую реакцию среды. Гидролиз протекает в ос­
новном по 1 -й ступени:
Pb(N0 ) + Н 0
3
2
2
2+
РЬОГПЧОз + Н Ш з
+
РЬ + Н О ^ Р Ь О Н + Н
+
2
Лабораторная работа № 4
Химические свойства углерода и его соединений
Опыт 1. Восстановительные свойства угля (выполняется под
тягой)
В пробирку поместите 5-6 капель концентрированной серной
кислоты и небольшой кусочек угля. Пробирку осторожно нагрейте.
Проверьте образование сероводорода по почернению фильтроваль­
ной бумаги, смоченной раствором нитрата серебра (бумажку держите
в парах над пробиркой).
Напишите уравнения окислительно-восстановительной и качес­
твенной реакций. Сделайте вывод, в каких условиях углерод проя­
вляет восстановительные свойства и в каких производствах это свой­
ство применяется.
Опыт 2. Адсорбционные свойства древесного угля
Пробирку на 2/3 объема заполните водой, подкрашенной лак­
мусом, добавьте древесного угля (на кончике шпателя). Взболтайте
содержимое пробирки и дайте отстояться.
31
Опишите эксперимент. Объясните исчезновение окраски раст­
вора. Перечислите области применения адсорбционных свойств дре­
весного угля.
Опыт 3. Получение оксида углерода (II) и его свойства (выпол­
няется под тягой)
А. Получение оксида углерода (II) и его горение. В пробирку
внесите 4-5 капель концентрированной серной кислоты и 8-10 ка­
пель концентрированной муравьиной кислоты. Пробирку закройте
пробкой с вертикальной газоотводной трубкой. Осторожно подог­
рейте содержимое пробирки и подожгите выделяющийся газ. От­
метьте цвет пламени. Напишите уравнения реакций получения и
горения оксида углерода (11).
Б. Восстановительные свойства оксида углерода (И). В чистую
пробирку внесите 2-3 капли раствора нитрата серебра и добавьте по
каплям 2 М раствор гидроксида аммония до растворения первона­
чально образующегося осадка оксида серебра. Затем содержимое про­
бирки нагрейте и пропустите через раствор ток оксида углерода (II).
В наблюдениях отметьте образование коллоидного раствора метал­
лического серебра.
Напишите уравнения реакций получения оксида серебра, его
растворения с образованием комплексного соединения и его восста­
новления оксидом углерода (II). Сделайте вывод о свойствах оксида
углерода (II).
Опыт 4. Получение оксида углерода (IV) и угольной кислоты
Для получения С 0 в пробирку с наклонной газоотводной труб­
кой поместите 2-3 кусочка мрамора и 1-2 мл раствора хло­
роводородной кислоты (1:1). Полученным углекислым газом напол­
ните сухую пробирку и испытайте действие С 0 на горящую лучинку.
2
2
Другую чистую пробирку заполните на 1/3 ее объема дис­
тиллированной водой, добавьте 1-2 капли лакмуса. Пропустите полу­
ченный газ через воду, подкрашенную лакмусом, наблюдайте изме­
нение окраски индикатора.
32
Напишите уравнения реакций получения углекислого газа и
угольной кислоты. Напишите уравнения диссоциации угольной кис­
лоты, выражения констант диссоциации и приведите значения
констант диссоциации (прил. 5) Сделайте вывод о свойствах оксида
углерода (IV) и угольной кислоты.
Опыт 5. Получение и свойства солей угольной кислоты
A. Полученный в предыдущем опыте углекислый газ пропустите
через раствор гидроксида кальция. Отметьте помутнение раствора в
начале опыта и растворение осадка при дальнейшем пропускании газа.
Напишите уравнения реакций образования карбоната и гидро­
карбоната кальция. Сделайте вывод о растворимости полученных
солей.
Б. Полученный раствор гидрокарбоната кальция разделите на
две части - разлейте в две пробирки. Одну пробирку с раствором
нагрейте на спиртовке, в другую добавьте раствор гидроксида каль­
ция. Отметьте происходящие явления.
Напишите уравнения реакций образования средней соли в
результате разложения гидрокарбоната кальция при нагревании и
взаимодействия с гидроксидом кальция.
B. В три чистые пробирки внесите по 4-5 капель растворов: в
первую - хлорида кальция, во вторую - хлорида бария, в третью хлорида стронция. В каждую пробирку добавьте по 4-5 капель раст­
вора карбоната натрия. Отметьте цвет образующихся осадков.
Опыт 6. Гидролиз карбоната и гидрокарбоната натрия
В две пробирки налейте до 1/3 объема дистиллированной воды
и растворите в одной пробирке кристаллы карбоната натрия, а в
другой - гидрокарбоната натрия. Перемешайте растворы стеклянной
палочкой и нанесите по капле растворов на полоску универсальной
индикаторной бумаги. Определите рН растворов.
Напишите уравнения реакций гидролиза солей в молекулярной
и ионно-молекулярной формах. Сделайте вывод о характере среды
растворов. В каком случае гидролиз протекает слабее и почему?
Опыт 7. Влияние карбонат-иона на гидролиз солей алюминия
В пробирку внесите 3-4 капли раствора сульфата алюминия,
добавьте 3-4 капли раствора карбоната натрия. Отметьте образование
осадка и выделение газа.
Напишите уравнение протекающей реакции. Почему карбонат
алюминия не образуется в водных растворах?
Лабораторная работа № 5
Химические свойства соединений кремния
Опыт 1. Получение золя и геля кремниевой кислоты
В одну пробирку внесите 5 капель насыщенного раствора
силиката натрия и добавьте 2-3 капли 2 М раствора хлороводородной
кислоты. Во вторую пробирку внесите 5 капель концентрированного
раствора хлороводородной кислоты и добавьте 1-2 капли насыщен­
ного раствора силиката натрия. Содержимое пробирок перемешайте,
встряхивая их.
Напишите реакцию получения кремниевой кислоты. В
наблюдениях отметьте, в какой пробирке образуется гель, в какой золь кремниевой кислоты. Опишите внешний вид полученных золя и
геля.
Содержимое второй пробирки нагрейте, отметьте происходя­
щие изменения. В выводе объясните, какая дисперсная система
называется золем, при каких условиях золь переходит в гель.
Опыт 2, Сравнение силы угольной и кремниевой кислот
В пробирке с газоотводной трубкой получите углекислый газ
действием хлороводородной кислоты (1:1) на 2-3 кусочка мрамора. В
другую пробирку внесите 6-8 капель раствора силиката натрия и
пропустите через него полученный углекислый газ. Отметьте проис­
ходящие изменения. Напишите уравнения реакций. Приведите зна­
чения констант диссоциации кремниевой и угольной кислот (прил. 5).
На основании полученных данных сравните силу угольной и крем­
ниевой кислот.
34
Опыт 3. Получение малорастворимых силикатов
В пробирки внесите по Ъ—4 капли растворов солей: хлорида
кальция, нитрата свинца, сульфата меди, хлорида кобальта, нитрата
никеля. Добавьте в каждую пробирку по 1 капле раствора силиката
натрия. Отметьте происходящие изменения.
Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионно-молекулярной формах. На основании таблицы растворимости сделайте об­
щий вывод о растворимости силикатов в воде.
Опыт 4. Гидролиз солей кремниевой кислоты
А. Гидролиз силиката натрия. В пробирку внесите 3-4 капли
раствора силиката натрия и добавьте
1 каплю фенолфталеина.
Отметьте окраску индикатора в растворе, укажите характер среды.
Напишите уравнение реакции гидролиза в ионно-молекулярной
и молекулярной формах, учитывая, что реакция протекает преиму­
щественно по первой ступени.
Б. Гидролиз силиката аммония. В пробирку внесите 3-4 капли
раствора силиката натрия и добавьте 3—4 капли насыщенного раст­
вора хлорида аммония. Отметьте происходящие явления.
Напишите уравнения реакций получения и полного гидролиза
силиката аммония в молекулярной и ионно-молекулярной формах.
Сделайте вывод, как протекает гидролиз солей в зависимости от силы
кислоты и основания, образующих соль.
Опыт 5. Гидролиз стекла
В пробирку внесите на кончике микрошпателя измельченное
стекло, добавьте 10-12 капель дистиллированной воды и 1-2 капли
фенолфталеина. Прокипятите содержимое пробирки. Отметьте цвет
окраски индикатора, укажите характер среды.
Напишите уравнение реакции гидролиза оконного стекла. Сде­
лайте вывод, какая составная часть стекла подвергается гидролизу.
35
Опыт 6. Получение огнестойкой ткани
Возьмите две полоски хлопчатобумажной ткани. Одну из них
щипцами опустите в стаканчик с насыщенным раствором силиката
натрия, после чего просушите над пламенем спиртовки. Затем обе
полоски одновременно внесите в пламя спиртовки. Отметьте проис­
ходящие изменения.
Сделайте вывод о влиянии пропитки ткани силикатом натрия на
ее огнестойкость.
Лабораторная работа № 6
Химические свойства олова, свинца и их соединений
Опыт 1. Получение а-оловянной кислоты и исследование
ее свойств
В две пробирки внесите по 2 капли раствора хлорида олова (TV)
и по каплям концентрированный раствор гидроксида аммония до
выпадения осадка. В одну пробирку добавьте концентрированный
раствор хлороводородной кислоты, в другую - концентрированный
раствор гидроксида натрия.
Что наблюдается в обеих пробирках? Сделайте вывод о способе
получения а-оловянной кислоты и ее свойствах. Что произойдет с
а-оловянной кислотой при длительном стоянии? Напишите уравне­
ние протекающих реакций в молекулярной форме.
Опыт 2. Получение {З-оловянной кислоты и исследование
ее свойств
В две сухие пробирки внесите небольшое количество губчатого
олова и подействуйте на него 4-6 каплями концентрированной
азотной кислоты. Реакцию проведите до полного растворения метал­
ла. С помощью пипетки удалите раствор азотной кислоты над осад­
ком, дважды промойте осадок водой методом декантации, осторожно
сливая жидкость, не взмучивая осадка.
Испытайте растворимость осадка |3-оловянной кислоты в
концентрированных растворах хлороводородной кислоты и гидрок­
сида натрия. Напишите уравнения протекающих реакций.
36
Для окислительно-восстановительной реакции составьте элек­
тронные уравнения. Сделайте вывод о способе получения (3-оловянной кислоты и ее свойствах.
Опыт 3. Получение гидроксида олова (II) и его свойства
В две пробирки внесите по 2-3 капли раствора соли олова (II). В
обе пробирки добавьте 1-2 капли 2 М раствора гидроксида натрия.
Отметьте образование осадка.
К полученному гидроксиду олова (II) добавьте в одну пробирку
хлороводородной кислоты, в другую - избыток раствора щелочи.
Запишите наблюдения. На какие свойства гидроксида они указывают?
Напишите уравнения соответствующих реакций в молекуляр­
ной и ионно-молекулярной формах.
Опыт 4. Восстановительные свойства соединений олова (II)
А. Внесите в две пробирки по 1-2 капли 0,025 М раствора
хлорида железа (III). Затем в одну пробирку добавьте 1-2 капли
раствора роданида калия K S C N (реактив на ионы
1+
Fe ). Отметьте
цвет образовавшегося роданида железа (III). Напишите уравнение
3+
качественной реакции на ион Fe .
В другую пробирку добавьте 1-2 капли раствора хлорида
олова (II) и 1-2 капли раствора роданида калия. Объясните отсут­
ствие кроваво-красного окрашивания. Составьте уравнение окисли­
тельно-восстановительной реакции и решите ее, используя метод
электронного баланса.
Б. Внесите в пробирку I каплю раствора перманганата калия и
6-8 капель 2 М раствора хлороводородной кислоты для подкисления.
Добавьте к содержимому пробирки раствор хлорида олова (II) до
полного обесцвечивания раствора. Составьте уравнение окислитель­
но-восстановительной реакции и решите его, используя метод элек­
тронного баланса. Какие свойства проявляют соединения олова (II) в
окислительно-восстановительных реакциях и почему?
37
Опыт 5. Получение гидроксида олова (IV) и исследование
его свойств
В две пробирки внесите по 2-3 капли раствора хлорида олова (IV)
SnCl и добавьте 1-2 капли 2 М раствора гидроксида натрия.
Напишите уравнение реакции. В первую пробирку прилейте из­
быток 2 М раствора хлороводородной кислоты, во вторую - избыток
щелочи. Запишите свои наблюдения. Напишите соответствующие
уравнения реакций, учитывая, что в сильнокислой среде олово нахо¬
дится в виде комплексного иона [SnCl ] , в щелочной среде обра­
зуется комплексный ион [Sn(OH) ] ".
4
6
2
6
Опыт 6. Получение и свойства сульфида олова (II)
В две пробирки внесите по 2 капли раствора хлорида олова (II)
и по 4-6 капель свежеприготовленной сероводородной воды. Обра­
тите внимание на цвет осадка сульфида олова (II).
В первую пробирку добавьте 4-5 капель раствора сульфида
аммония (NH ) S, во вторую - 4-5 капель раствора дисульфида (персульфида) аммония (NH ) S . Перемешайте растворы стеклянной па­
лочкой. В какой пробирке осадок растворился?
Напишите уравнения протекающих реакций. Для окислительновосстановительной реакции составьте электронные уравнения.
4
2
4
2
2
Опыт 7. Получение и свойства сульфида олова (IV)
Получите в одной пробирке для всей группы сульфид олова (IV).
Для этого в пробирку с газоотводной трубкой поместите кусочек
сульфида железа (II) FeS, заполните пробирку на 1/4 ее объема раст­
вором хлороводородной кислоты (1:1) и опустите газоотводную
трубку в пробирку, заполненную на 1 /4 ее объема раствором хлорида
олова (IV).
Выделяющийся газ пропустите до образования осадка сульфида
олова (IV) SnS . Отметьте цвет осадка сульфида олова (IV) и сравните
с осадком сульфида олова (II). Напишите уравнения реакций полу­
чения сероводорода и сульфида олова (IV).
2
38
Далее каждый студент работает самостоятельно. Осадок пере­
несите стеклянной палочкой в две сухие пробирки. Добавьте в одну
пробирку 4-5 капель раствора сульфида аммония (NH ) S, а в другую
- 4-5 капель раствора дисульфида аммония (NH ) S . В какой
пробирке осадок сульфида олова (IV) растворился?
На образовавшийся в одной из пробирок тиостаннат аммония
(NH ) SnS
подействуйте концентрированной
хлороводородной
кислотой. Запишите свои наблюдения. Осадок какого вещества и
какого цвета снова появляется в пробирке? Напишите уравнения
протекающих реакций. Сделайте вывод об устойчивости тиооловянной кислоты.
На основании опытов 6 и 7 сделайте вывод о растворимости
сульфидов олова (11) и (IV) в воде и о различном отношении их к
сульфиду и дисульфиду аммония.
4
4
4
2
2
2
2
3
Опыт 8. Отношение свинца к разбавленным кислотам
В три пробирки положите по кусочку свинца и прилейте по 5-7 ка­
пель 2 М растворов кислот: в одну - хлороводородной, во вторую серной, в третью - азотной. Что наблюдается?
Нагрейте пробирки на маленьком пламени спиртовки. Во всех
ли пробирках идет реакция? После охлаждения растворов добавьте к
ним по 2-3 капли раствора иодида калия - реактива на ион свинца
РЬ . В какой из пробирок выпал желтый осадок иодида свинца?
2+
На основании опыта сделайте вывод, в какой кислоте раство­
ряется свинец. Какой газ при этом выделяется? Напишите уравнения
реакций растворения свинца и получения иодида свинца. Окисли­
тельно-восстановительную реакцию уравняйте, используя метод элек­
тронного баланса.
Опыт 9. Растворимость соединений свинца (И)
В шесть пробирок внесите по 2—4 капли раствора соли свинца (11)
и добавьте в первую пробирку 2-3 капли раствора, содержащего
анионы сероводородной кислоты S ", во вторую - хлороводородной СГ,
2
39
2_
в третью - серной S 0 , в четвертую - уксусной СН СОО~ в пятую угольной С0 ~ в шестую - иодоводородной Г. Отметьте цвета
образовавшихся осадков. В какой пробирке осадок не выпал?
Составьте уравнения реакций получения солей свинца (И) в
молекулярной и ионно-молекулярной формах. Сделайте вывод о
растворимости в воде солей свинца (II).
В пробирку с осадком иодида свинца (И) добавьте до 1/2 ее
объема дистиллированной воды и осторожно нагрейте до полного
растворения осадка. Затем быстро охладите под струей водопро­
водной воды. Отметьте образование мелких золотистых кристаллов.
Получите снова иодид свинца (II), повторите опыт до полного
растворения осадка и оставьте полученный раствор медленно
охлаждаться. Отметьте образование более крупных золотистых крис­
таллов. Напишите уравнение реакции гидролиза иодида свинца по
1-й ступени в молекулярной и ионно-молекулярной формах.
4
3
2
3
Опыт 10. Получение и свойства гидроксида свинца (II)
В две пробирки внесите по 2-3 капли раствора соли свинца (II)
и по каплям раствор щелочи до выпадения осадка. К полученному
осадку в первую пробирку добавьте раствор азотной кислоты, во
вторую - избыток раствора щелочи. Что происходит с осадком в
обеих пробирках?
Какие свойства гидроксида свинца (II) подтверждаются этим
опытом? Напишите уравнения протекающих реакций и уравнения
диссоциации гидроксида свинца (И) в кислой и щелочной средах.
Опыт И. Определение степени окисления свинца в сурике
рь о
3
4
Отметьте цвет сурика. В пробирку внесите небольшое коли­
чество сурика и прилейте 8-10 капель 2 М раствора азотной кислоты.
Содержимое пробирки нагрейте до изменения цвета осадка на
коричневый (цвет Р Ю ) .
Раствор с осадка слейте в другую пробирку и добавьте к нему
1-2 капли раствора иодида калия в качестве доказательства наличия в
2
40
сурике ионов Pb* . Напишите уравнение реакции Р Ь 0
3
4
с азотной
2_|_
кислотой и уравнение качественной реакции на ион РЬ . Укажите
степени окисления свинца в сурике.
Опыт 12. Свойства соединений свинца (IV)
А. Внесите в пробирку немного порошка оксида свинца (IV),
добавьте 5-6 капель концентрированной азотной кислоты и 1-2 кап­
ли раствора сульфата марганца (11). Содержимое пробирки нагрейте
до кипения. Дайте раствору отстояться и наблюдайте окраску
раствора, в котором присутствуют ионы Мп0 ~. Составьте уравнение
окислительно-восстановительной реакции методом электронного ба­
ланса.
4
Б. Внесите в пробирку немного порошка оксида свинца (IV),
добавьте 5-6 капель концентрированной хлороводородной кислоты.
Содержимое пробирки нагрейте. Какой газ выделяется? Составьте
уравнение окислительно-восстановительной реакции методом элект­
ронного баланса.
Глава 4. р - Э Л Е М Е Н Т Ы V Г Р У П П Ы П Е Р И О Д И Ч Е С К О Й
С И С Т Е М Ы Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА АЗОТ,
ФОСФОР, Э Л Е М Е Н Т Ы П О Д Г Р У П П Ы
М Ы Ш Ь Я К А И ИХ СОЕДИНЕНИЯ
2
2
Азот имеет электронную формулу \s 2s 2p^. В соединениях
азот проявляет переменную степень окисления от -3 до +5.
Азот является типичным неметаллом. Молекулярный азот - хи­
мически инертное вещество. Инертность молекулы N объясняется
очень большой энергией диссоциации - 945 кДж/моль. В молекуле N
атомы азота связаны тройной связью, которую образуют одна о- и две
я-связи (:N=N:). Это самая прочная связь среди двухатомных молекул.
Важнейшее водородное соединение азота - аммиак N H . Ам­
миак - бесцветный газ с характерным запахом, хорошо растворим в
2
2
3
41
воде. Водный раствор аммиака N H * Н 0 представляет собой слабое
основание, К =1,8- 1СП\ Химические свойства аммиака характери­
зуются реакциями окисления, замещения водорода и присоединения.
Аммиак является восстановителем. Восстановительные свойства
аммиака проявляются в реакциях о к и с л е н и я его кислородом, га­
логенами, бертолетовой солью и др. Например, без катализатора
аммиак окисляется кислородом до азота:
3
2
лш
4NH + 3 0 = 2 N + 6 Н 0
3
2
2
2
В присутствии катализатора окисление происходит до оксида
азота (II):
4NH + 5 0
3
2
= 4NO + 6 H 0
2
Хлорат калия (бертолетова соль) окисляет аммиак до иона азот­
ной кислоты:
6NH + 8КС10 + 6NaOH
3
3
=' 6NaN0 + 8КС1 + 12Н 0
3
2
При взаимодействии жидкого аммиака с активными металлами
происходит з а м е щ е н и е водорода в молекуле аммиака, при этом
могут образовываться нитриды (если замещены все атомы водорода),
имиды (если замещены два атома водорода) и амиды (если замещен
только один атом водорода):
6Na + 2NH = 2Na N + З Н |
3
3
2
пичрид натрия
2Na + 2NH = 2NaNH + Н |
3
2
2
амид ишрия
В реакциях п р и с о е д и н е н и я
аммиак выполняет функцию
донора электронной пары и образует комплексные ионы
+
NH ,
4
2+
[Cu(NH ) ] .
3
4
Аммиак взаимодействует с водой, образуя слабое основание
гидроксид аммония. Все соли аммония летучи, в водном растворе
гидролизуются. Например, при стоянии сухая соль карбонат аммония
пахнет аммиаком:
42
( N H ) C 0 — NH4HCO3 + N H |
4
2
3
3
При нафевании соли аммония разлагаются:
(NH ) P0 ^ H
4
3
4
3
P 0
4
+ 3NH t
3
Если в состав соли аммония входит анион, проявляющий окис­
лительные свойства, то разложение идет необратимо, так как проте­
кает окислительно-восстановительная реакция:
NH N0 =N +2H 0
4
2
2
2
NH N0 =N 0+2H 0
Кроме аммиака, существуют еще три водородных соединения
азота: гидразин N H , гидроксиламин N H O H , азотистоводородная
кислота H N .
4
2
3
2
2
4
2
3
Соединения, в которых у азота степень окисления +5 (азотная
кислота H N 0 и нитраты), являются сильными окислителями, причем
характер продуктов восстановления зависит от концентрации
кислоты, природы восстановителя, температуры:
3
H N 0 ->N0 ->HN0 - > N O ^ N 0 - > N
3
2
2
2
2
->NH N0
4
3
Холодная концентрированная азотная кислота пассивирует алю­
миний, железо, кобальт, хром.
Все нитраты при нагревании разлагаются с образованием сво­
бодного кислорода, причем нитраты щелочных и щелочно-земельных металлов образуют нитриты:
2KN0 = 2KN0 + 0
3
2
2
нитраты металлов, стоящих в ряду напряжений от магния до меди оксиды:
2Ni(N0 ) = 2NiO + 4 N 0 + 0
3
2
2
2
нитраты металлов, стоящих в ряду напряжений после меди, - свобод­
ный металл:
2Hg(N0 ) = 2Hg + 4 N 0 + 2 0
3
2
2
2
43
Соединения, содержащие азот в степени окисления +3 (азо­
тистая кислота HNO2 и ее соли - нитриты), могут проявлять и
окислительные и восстановительные свойства. Сильные окислители
переводят N0 ~ в N0 ~, сильные восстановители N 0 ~ b N 0 .
Оксиды азота со степенями окисления +3, +4, +5 ( N 0 , N 0 ,
N 0 , N 0 ) имеют кислотный характер. При растворении оксида
азота (IV) в воде образуются две кислоты - азотная и азотистая:
2
3
2
2
2
4
2
3
2
5
2N0 + Н 0 = HN0 + HN0
2
2
3
2
а при растворении в щелочи - соли этих двух кислот - нитраты и
нитриты:
2 N 0 + 2NaOH = N a N 0 + N a N 0 + H 0
2
3
2
2
Оксиды азота со степенями окисления +1 и +2 ( N 0 и N0) яв­
ляются несолеобразующими.
2
2
2
С
2
3
Фосфор Р (электронная формула \s2s2p 3s Зр) - неметалл, по
числу валентных электронов является аналогом азота, но фосфор
химически активнее, у него больше размер атома, меньше энергия
ионизации.
В свободном состоянии фосфор существует в нескольких ал­
лотропных модификациях: белый (Р , наиболее активная модифи­
4
кация), красный (полимерная структура) и черный (слоистая струк­
тура, подобная графиту). Белый фосфор чрезвычайно ядовит, при
хранении, особенно при нагревании, способен переходить в красный,
при t = 200 °С и р = 1,2-10
10
Па переходит в черный. Красный и
черный фосфор химически устойчивее белого и неядовиты.
Фосфор в соединениях проявляет степени окисления от -3 до +5.
Наиболее характерна степень окисления +5. Самые прочные связи
фосфор образует с фтором и кислородом.
Фосфор проявляет восстановительные и окислительные свой­
ства. Он легко окисляется кислородом, галогенами, серой и др. При
недостатке окислителя обычно образуются соединения фосфора (III):
Р 0 , PHal , P S . Например:
2
44
3
3
2
3
4Р + 3 0 = 2 Р 0
2
2
2P + 3 S = P S
2
3
3
при избытке окислителя - соединения фосфора (V): Р 0 , PHal , P S .
Например:
2
Р + 5HN0
3 ( к о щ )
5
5
2
5
= Н3РО4 + 5 N 0 + Н 0
2
4Р + 5 0 = 2 Р 0
2
2
2P + 5S = P S
2
2
5
5
Окислительная активность фосфора проявляется при взаимо­
действии со многими металлами, при этом образуются фосфиды, в
которых степень окисления фосфора-3:
2Р + ЗСа = Са Р
3
2
Фосфиды ^-элементов II группы состава Э Р аналогичны солям,
легко разлагаются водой (подвергаются гидролизу):
3
2
M g P + 6 Н 0 = 3Mg(OH) + 2РН
3
2
2
2
3
Фосфиды d-элементов химически малоактивны.
При нагревании в воде и щелочных растворах фосфор диспропорционирует:
4 Р+ З Н 0 + ЗКОН = ЗКН Р 0 + Р Н,
2
2
2
С водородом фосфор практически не взаимодействует. Фосфин
РНз (фосфид водорода) получают косвенным путем: гидролизом фос­
фидов или диспропрционированием фосфора в щелочной среде.
По химическим свойствам фосфин напоминает аммиак, но
термически менее устойчив и является более сильным восстанови­
телем. При нагревании фосфин диссоциирует на фосфор и водород:
2РНз - ^ 2 Р + ЗН
2
Фосфин и фосфиды - сильные восстановители:
5РН + 8 K M n 0 +12H S0 = 5Н, Р 0 + 8MnSO + 4 H S 0 + 1 2 Н 0
3
4
N a Р+10HNO
3
2
3 € о ш 0
4
4
4
2
4
2
= N a H Р 0 + 8 N 0 + 2NaN0 + 4 Н 0
2
4
2
3
2
45
Подобно аммиаку, фосфин способен образовывать с кислотами
соли, называемые солями фосфония:
РН + HI = РН 1
3
4
+
Комплекс [РН ] - ион фосфония - менее устойчив, чем комп­
лекс [NH ] , поэтому соли фосфония легко разлагаются водой, они
менее устойчивы, чем соли аммония.
В качестве соединений фосфора (I) можно рассматривать
фосфорноватистую кислоту Н Р 0 , или Н[Р0 Н ], иногда ее назы­
вают фосфиновой. Графическая формула этой кислоты:
4
+
4
3
2
2
н-о
2
о
V
р
н
н
Степень окисления фосфора в фосфорноватистой кислоте +1. Ее
соли - гипофосфиты - хорошо растворимы в воде. Фосфорноватистая
кислота Н Р 0 - сильная одноосновная кислота (К = 7,9- Ю ). Как
кислота, так и ее соли - сильные восстановители, окисляются до
фосфатов:
-2
3
2
л
+
N i + [ P 0 H ] " + 2 H 0 = N°i + [ P 0 f " + 4 Н + Н
2
2
2
4
2
Соединения фосфора (I) практически не проявляют окислитель­
ных свойств, но при нагревании они диспропорционируют:
ЗН[Р0 Н ] = РН + 2 Н Р 0
2
2
3
3
3
или
3
ЗН Р0 =р Н +Н РОз
3
2
3
3
Н Р 0 - фосфористая кислота, кислота средней силы, ее соли 3
3
фосфиты. Фосфиты в воде растворяются плохо, за исключением
фосфитов щелочных металлов. Для фосфористой кислоты известны
две таутомерные формы:
46
о-н
о-н
/
/
Р-О-Н
—
Н-Р-О-Н
о-н
о
1
2
Согласно таутомерной форме 2 фосфористая кислота является
двухосновной, нередко ее изображают формулой Н [НР0 ] и назы­
вают фосфоновой кислотой.
2
3
Фосфористую кислоту обычно получают гидролизом хлорида
фосфора (ТП) РС1 или взаимодействием оксида фосфора (III) с холод­
ной водой:
3
РС1 + З Н 0 = ЗНС1 + Н РОз
3
2
3
Р 0 + ЗН 0 = 2Н Р0
2
3
2
3
3
Фосфористая кислота является и восстановителем, и окислите­
лем:
Н, PCX, +2AgNO , + Н 0 = H , Р 0 +2Ag + 2 H N 0 ,
;
2
4
3Zn + H P 0 + 3 H S 0 = 3ZnS0 + P H , + 3 H 0
При нагревании фосфористая кислота диспропорционирует:
3
3
2
4
4
2
4Н Р0 =РН +ЗН Р0
3
3
3
3
4
Оксид фосфора (V) Р 0 - кислотный оксид. С водой он дает
фосфорные кислоты, соответствующие следующим стехиометрическим отношениям Р 0з и Н 0 :
метафосфорную Н 0 + Р 0 = 2 Н Р 0
пирофосфорную 2 Н 0 + Р 0 = Н Р 0
ортофосфорную З Н 0 + Р 0 = 2 Н Р 0
2
2
5
2
2
2
5
2
2
2
Н Р0
3
"
4
О
Н-О-Р
ри21
с
4
Н-0
5
2
*' > H P 0
2
"
7
О
ри70
О-Н
/ II
Н- О О
4
5
Р-О-Р
\\
3
2
3
4
с
*' > НРОз
Н-0
н-о-р=о
II \
О О-Н
7
/
Н-0
47
Ортофосфорная кислота, или просто фосфорная, - одно из наи­
более важных соединений фосфора (+5). Все ее соли, называемые
ортофосфатами или просто фосфатами, нерастворимы в воде, за
исключением однозамещенных солей и солей щелочных металлов и
аммония.
Соли
щелочных
металлов
подвергаются
гидролизу,
преимущественно по 1-й ступени:
N a P 0 + НОН <-> NaOH + N a H P 0
3
4
2
4
Характерной особенностью ортофосфатов является их отно­
шение к прокаливанию. При этом однозамещенные фосфаты перехо­
дят в метафосфаты:
N a H P 0 = NaP0 + H 0
2
4
3
2
двухзамещенные - в пирофосфаты:
2Na HP0 = N a P 0 + Н 0
2
4
4
2
7
2
2MgHP0 = M g P 0 + Н 0
4
2
2
7
2
Из трехзамещенных подвергаются разложению только соли ам­
мония:
(NH ) P0 = 3NH + H P 0
4
3
4
3
3
4
Фосфаты, в отличие от нитратов, окислительных свойств не
проявляют.
Элементы подгруппы мышьяка - мышьяк As, сурьма Sb и
висмут B i - имеют на внешнем уровне 5 электронов (электронная
2
y
конфигурация внешнего уровня ns np ).
По мере увеличения размеров атомов в ряду As-Sb-Bi усили­
ваются металлические свойства, которые наиболее сильно выражены
у висмута.
Все элементы подгруппы мышьяка в обычных условиях устой­
чивы по отношению к воздуху и воде.
В электрохимическом ряду напряжений элементы подгруппы
мышьяка расположены после водорода, значения их стандартных
48
электродных потенциалов положительны, в связи с чем разбавленные
серная и хлороводородная кислоты на них не действуют.
Степени окисления элементов подгруппы мышьяка могут
принимать значения - 3 , +3, +5. Для мышьяка примерно в одинаковой
мере характерны степени окисления +5 и +3, для сурьмы степень
окисления +5 менее характерна, чем +3, а для висмута типичны
соединения со степенью окисления +3.
При взаимодействии с концентрированной азотной кислотой
мышьяк образует ортомышьяковую кислоту:
3As + 5 H N 0 <>шо + 2 Н 0 = 3 H A s 0 + 5NO
3 к(
2
3
4
Сурьма в этих же условиях образует метасурьмяную кислоту:
3Sb +
5HN0
31К
онц)
= 3HSb0 + 5NO + Н 0
3
2
Висмут же в холодной концентрированной азотной кислоте
пассивируется, а с разбавленной и концентрированной азотной
кислотой при нагревании дает нитрат, т.е. ведет себя как металл:
Bi + 4HN0
Bi + 6HN0
3
( р а
,б)
= B i ( N 0 ) + NO + 2 Н 0
3
—
3 (конц)
3
2
Bi(N0 ) + 3N0 + 3H 0
3
3
2
2
С растворами щелочей мышьяк и его аналоги не взаимодейст­
вуют.
С ^-элементами I и II групп мышьяк, сурьма и висмут образуют
соединения типа K A s , Mg As , Ca Sb , M g B i , называемые apсенидами, стибидами, висмутидами, в которых их степени окисления
равны -3. При взаимодействии этих соединений с кислотами обра­
зуются неустойчивые водородные соединения (AsH - арсин, SbH стибин, B i H - висмутин) например:
3
3
2
3
2
3
2
3
3
3
M g A s + 6НС1 = 3MgCl + 2AsH .
3
2
2
3
В ряду A s H - S b H - B i H устойчивость падает, все они являются
сильными восстановителями:
3
3
3
5 ^ H + 8 K ^ 0 + 1 2 H S 0 = 5H A50 + 8MnS0 +4K S0 +12H 0
3
иоесшиоиитаи.
4
2
4
3
4
4
2
4
2
окислитель
49
Мышьяк, сурьма и висмут при нагревании сгорают, образуя ок­
сиды типа Э 0 . Изменение кислотно-основных свойств оксидов
можно представить схемой:
As 0
Sb 0 - • B i 0 ,
2
3
2
3
2
3
2
3
основные свойства нарастают
Оксид A s 0 растворяется в воде и щелочах:
A s 0 + Н 0 = 2HAs0
2
3
2
3
2
2
мешмышьякопистая
кислота
-10
Это слабая кислота (К = 6- Ю ), существует только в растворе,
в котором имеет место равновесие, смещенное влево:
H A s 0 + Н 0 <- H A s 0
2
2
3
3
орт мышья ковистая
кислота
Оксид мышьяка (III) также взаимодействует с галогеноводо­
родными кислотами:
A s 0 + 8НС1 = 2HAsCl + 3 H 0
2
3
4
2
Оксид Sb 0 в воде практически не растворяется, но взаимо­
действует со щелочами, а также хлороводородной кислотой.
Взаимодействие A s 0 и S b 0 с растворами щелочей приводит
к образованию гидроксоарсенатов (ТП) и гидроксостибатов (III):
2
3
2
3
2
3
Э 0 + 2КОН + З Н 0 = 2К[Э(ОН) ]
2
3
2
4
B i 0 легко взаимодействует с кислотами, образуя разнообраз­
ные соли висмута (III), в воде не растворяется, со щелочами практи­
чески не реагирует.
В ряду As(OH) -Sb(OH) -Bi(OH) происходит усиление основ­
ных свойств, связанных с увеличением радиуса иона. Гидроксиды
As(OH) и Sb(OH) амфотерны, причем у первого преобладают кис­
лотные свойства, а у второго - основные. Bi(OH) проявляет только
основные свойства. Гидроксиды мышьяка (III) и сурьмы (III) из­
вестны лишь в растворах орто- и метаформ ( Н Э 0 и Н Э 0 ) мышья­
ковистой и сурьмянистой кислот.
2
3
3
3
3
3
3
3
3
50
3
2
Соли сурьмы и висмута подвергаются гидролизу, при этом об­
разуются основные соли, например:
1 -я ступень: BiC1 + Н 0
3
BiOHCl + НС1
2
2
2-я ступень: ВЮНСЬ + Н 0
Bi(OH) Cl + НО
2
2
Полученная основная соль неустойчива, и по мере образования
выделяет молекулу воды, образуя новую соль состава BiOCl - хлорид
оксовисмута (III):
Bi(OH) Cl — ВЮСЦ + Н 0
2
2
Высшие оксиды известны только для мышьяка и сурьмы As C>5 и Sb C>5. Оксид ВьОз неустойчив и при нагревании легко
разлагается на B i 0 и 0 .
2
2
2
3
2
Оксиды A s 0 и S b 0 нерастворимы в кислотах, но легко
взаимодействуют со щелочами с образованием соответствующих
солей - арсенатов, стибатов или их гидроксосолей:
2
5
2
5
A s 0 + 6NaOH = 2Na As0 + 3 H 0
2
5
3
4
2
арсенат натрия
S b 0 +2NaOH + 5 Н 0 = 2Na[Sb(OH) ]
2
5
2
6
гекшидроксосч ибш' (V) иачрия
Сравнительная окислительно-восстановительная активность эле­
ментов подгруппы мышьяка в характерных для них трех- и пяти­
валентном состояниях может быть выражена схемами:
-3
+3
+3
As->Sb->Bi
уменьшение восстановительных свойств
-5
+5
+5
As -> Sb -> B i
усиление окислительных свойств
Окислительные свойства мышьяковой и сурьмяной кислот за­
метно проявляются лишь в кислой среде, причем первая способна
окислить HI до 1 , а вторая - даже НС1 до С1 :
2
2
H A s 0 + 2HI = H A s 0 + \ + Н 0
3
4
3
3
2
2
H S b 0 + 5НС1 = SbCl + C l + 4 H 0
3
4
3
2
2
51
Висмут в степени окисления +5 образует соли висмутовой
кислоты - висмутаты (например NaBi0 ), являющиеся сильными
окислителями, причем не только в кислой, но даже в щелочной среде.
При этом происходит восстановление до соли висмута (III) или даже
до металлического висмута, например:
3
2KI+NaBi0 +6HCl=I +2KCl+NaCl+BiCl +3H 0
3
2
3
2
Мышьяк, сурьма и висмут образуют сульфиды двух типов: 3 S
2
3
и 3 S . При обычных условиях сульфиды устойчивы, в воде не
2
5
растворяются. Растворяются в щелочах (кроме Bi S ), сульфиде нат­
2
3
рия и сульфиде аммония с образованием тиосолей:
Sb S + 6NaOH = Na Sb0 + Na SbS + 3 H 0
2
3
3
3
3
3
2
тиосшбит натрия
As S + 3Na S=2Na AsS
2
3
2
3
3
тиоарсснит ш п р и я
As S + 3(NH ) S = 2(NH ) AsS
2
3
4
2
4
3
3
тиоарсснит аммония
As S + 3(NH ) S = 2(NH ) AsS
2
5
4
2
4
3
4
тиоарсснит аммония
Тиосоли мышьяка и сурьмы неустойчивы, они легко разлагаются
кислотами с выделением осадков сульфидов и сероводорода:
2Na SbS + 6НС1 = S b S | + 6NaCl + 3 H S |
3
3
2
3
2
2Na SbS + 6HC1 = S b S | + 6NaCl + 3 H S |
3
4
2
5
2
Лабораторная работа № 7
Химические свойства азота и его соединений
Опыт 1. Получение азота
Внесите в пробирку по 4-6 капель насыщенных растворов
нитрита калия и хлорида аммония. Заметно ли выделение газа при
комнатной температуре?
52
Содержимое пробирки осторожно нагрейте до бурного выде­
ления газа. Введите в выделившийся газ тонкую горящую лучинку.
Поддерживает ли азот горение? Напишите уравнения реакций. Окис­
лительно-восстановительные реакции решите, используя метод элек­
тронного баланса.
Опыт 2. Свойства аммиака и ионов аммония
A. В пробирку внесите 5 капель 2 М раствора аммиака, раз­
бавьте дистиллированной водой до 1/4 объема пробирки и добавьте
5 капель фенолфталеина. Отметьте окраску индикатора.
Полученный окрашенный раствор разлейте в три пробирки.
Содержимое первой пробирки нагрейте до кипения, во вторую про­
бирку внесите небольшое количество кристаллического хлорида
аммония и взболтайте. Сравните окраску во всех трех пробирках.
Сделайте вывод о влиянии температуры и увеличения концент­
рации ионов аммония на смещение следующих равновесий:
N H + Н 0 <-> N H • Н 0
3
2
3
ЛН
()
2У8
2
NH OH ^ N H
4
+
4
+ ОН",
= - 34,66 кДж/моль.
Б. В пробирку внесите 3-4 капли 1 М раствора серной кислоты,
добавьте 1-2 капли лакмуса и прилейте по каплям 2 М раствор
гидроксида аммония до изменения цвета раствора.
Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнение ре­
акции. Какое свойство проявляет раствор аммиака в данной реакции?
B. Возьмите две пробирки. В первую внесите 3-4 капли
раствора соли меди (II), во вторую - 3-4 капли раствора соли ни­
келя (II). Затем добавьте в обе пробирки по каплям концентрирован­
ный раствор аммиака до растворения выпавших осадков. Отметьте
свои наблюдения.
Напишите уравнения реакций образования гидроксидов Си(ОН)
и Ni(OH) и их перехода в комплексные ионы [Cu(NH ) ] и
[Ni(NH ) ] . Назовите образовавшиеся комплексные соединения, ука­
жите комплексообразователь, лиганды.
2
2+
2
3
4
2+
3
6
53
Сделайте вывод о способности аммиака вступать в реакции
присоединения, исходя из строения молекулы аммиака.
Г. В пробирку внесите 3-4 капли бромной воды и добавьте по
каплям водный раствор аммиака до изменения окраски раствора.
Используя метод электронного баланса, напишите уравнение реакции,
учитывая, что аммиак окисляется до свободного азота.
Сделайте вывод, какие свойства проявляет аммиак в окисли­
тельно-восстановительных реакциях и почему.
Опыт 3. Гидролиз солей аммония
Определите при помощи универсальной индикаторной бумаги
рН водных растворов сульфата или хлорида аммония. Сделайте вы­
вод о характере среды.
Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реак­
ций гидролиза этих солей.
Опыт 4. Отношение солей аммония к нагреванию
A. В сухую пробирку внесите примерно 1/2 шпателя дигидрофосфата аммония N H H P 0 и осторожно нагрейте на пламени
спиртовки. К отверстию пробирки поднесите полоску фильтроваль­
ной бумаги, смоченную раствором фенолфталеина.
Объясните, почему фенолфталеин окрашивается в малиновый
цвет. Напишите уравнения протекающих реакций.
Б. Поместите в сухую пробирку несколько кристалликов хло­
рида аммония и нагрейте, стараясь, чтобы пламя касалось только той
части пробирки, где находится соль. Обратите внимание на образо­
вание белого налета на холодных стенках верхней части пробирки.
Чем это можно объяснить? Напишите уравнение реакции.
B. Не выполняя опыта, объясните, почему твердый карбонат ам­
мония при обычной температуре пахнет аммиаком? Что произойдет с
карбонатом аммония при нагревании? Напишите уравнения реакций.
4
2
4
Опыт 5. Азотистая кислота и ее соли
А. Внесите в пробирку Ъ-Л капли насыщенного раствора нитрита
калия и добавьте 1 каплю 2 М раствора серной кислоты. Отметьте
54
появление в растворе голубой окраски оксида азота (III) N 0
2
3
(азо­
тистого ангидрида). Объясните образование над раствором бурого газа.
Напишите уравнения реакций взаимодействия нитрита калия с
серной кислотой, разложения полученной азотистой кислоты и распада
азотистого ангидрида. Для окислительно-восстановительных реакций
составьте электронные уравнения.
Сделайте вывод о прочности и относительной силе азотистой
кислоты на основании значения К (прил. 5).
л
Б. В одну пробирку внесите по 2-3 капли раствора иодида
калия и 2 М раствора серной кислоты для подкисления, в другую по 2-3 капли растворов перманганата калия и 2 М серной кислоты.
Затем в обе пробирки добавьте по 2-3 капли раствора нитрита калия.
Отметьте изменение окраски.
Используя метод электронного баланса, напишите уравнения
протекающих реакций. Сделайте вывод, чем объясняется окислитель­
но-восстановительная двойственность азотистой кислоты и ее солей.
Опыт 6. Окислительные свойства азотной кислоты
А. Внесите в отдельные пробирки по кусочку меди, цинка, серы
и прибавьте по несколько капель раствора концентрированной азот­
ной кислоты.
Напишите уравнения протекающих окислительно-восстанови­
тельных реакций. Сделайте вывод о различном окислительном дей­
ствии азотной кислоты на металлы и неметаллы.
Б. Внесите в отдельные пробирки по кусочку меди и цинка и
прибавьте по несколько капель 2 М раствора азотной кислоты. Наг­
рейте содержимое пробирок.
Напишите уравнения протекающих окислительно-восстанови­
тельных реакций. Сделайте вывод, как влияют активность металла и
степень разбавления азотной кислоты на продукты ее восстанов­
ления.
55
Опыт 7. Термическое разложение нитратов
Насыпьте в сухую пробирку немного нитрата натрия. Укрепите
пробирку вертикально в штативе и нагрейте до плавления соли и
выделения прозрачного газа. Опустите в пробирку тлеющий уголек и
обратите внимание на то, что с ним происходит.
Какие продукты образуются при термическом разложении нит­
рата натрия?
Напишите уравнение окислительно-восстановительной реакции,
решите его методом электронного баланса.
Сделайте вывод о составе продуктов термического разложения
нитратов различных металлов.
Лабораторная работа № 8
Химические свойства соединений фосфора
Опыт 1. Получение фосфина (опыт выполняется под тягой)
В фарфоровую чашку или тигель внесите 15 капель 2 М раст­
вора хлороводородной кислоты. Затем внесите пинцетом 2-3 кусочка
фосфида кальция Са Р . Наблюдайте выделение газа и самовос­
пламенение его на воздухе.
Напишите уравнение реакции взаимодействия фосфида кальция
с хлороводородной кислотой.
3
2
Опыт 2. Получение оксида фосфора (V) и его свойства (опыт
выполняется под тягой)
В фарфоровую чашку, поставленную на асбестовую сетку,
положите немного красного фосфора. Прикоснитесь к кусочку фос­
фора предварительно нагретой стеклянной палочкой и, когда фосфор
воспламенится, накройте его сухой воронкой, закрыв отверстие ват­
кой. Какое соединение осаждается на внутренних стенках воронки?
Напишите уравнение реакции горения фосфора.
Оксид фосфора (V), осевший на стенках воронки, смойте не­
большим количеством дистиллированной воды в пробирку. Напи­
шите уравнение протекающей реакции, учитывая, что на холоду
образуется метафосфорная кислота.
56
Полученный раствор кислоты разлейте в две пробирки. В одну
пробирку добавьте 1-2 капли нитрата серебра. Отметьте цвет по­
лучившегося осадка метафосфата серебра и напишите уравнение
реакции. Вторую пробирку с раствором кислоты оставьте для следу­
ющего опыта.
Опыт 3. Получение ортофосфорной кислоты
В пробирку с полученной в опыте 2 метафосфорной кислотой
добавьте до 1/4 объема пробирки дистиллированной воды и про­
кипятите, добавляя выкипающую воду. После 3-5 минут кипячения
охладите содержимое пробирки и добавьте 1-2 капли раствора
нитрата серебра. Отметьте цвет получившегося ортофосфата серебра.
Отличается ли цвет осадка в опыте 3 от цвета осадка метафос­
фата серебра в опыте 2? Напишите уравнения реакций получения
ортофосфорной кислоты из метафосфорной и получения ортофосфата
серебра.
Опыт 4. Окисление фосфора азотной кислотой
В пробирку внесите небольшой кусочек красного фосфора и
добавьте 8-10 капель концентрированной азотной кислоты. Нагрейте
содержимое пробирки.
Напишите уравнение протекающей реакции. Составьте элект­
ронные уравнения. Какая кислота образуется при этом?
Опыт 5. Качественные реакции на ортофосфат-ион
В пробирку внесите 5-6 капель молибденовой жидкости, пред­
ставляющей собой раствор молибдата аммония в азотной кислоте, и
добавьте 1-2 капли раствора гидрофосфата натрия N a H P 0 . Слегка
нагрейте содержимое пробирки. Отметьте образование желтого осад­
ка фосфоромолибдата аммония. Уравнение реакции обнаружения
Р0 -иона действием молибдата аммония имеет вид:
2
4
3_
4
N a H P 0 + 12(NH )2M0O4 + 23HNO = (NH3) H4[P(M02O )6]| +
2
4
4
3
7
3
+ 2NaN0 + 2 1 N H N 0 + 10H O
3
4
3
2
57
В другую пробирку внесите 2-3 капли раствора гидрофосфата
натрия и добавьте 1-2 капли раствора нитрата серебра. Отметьте цвет
осадка ортофосфата серебра. Уравнение реакции имеет вид:
N a H P 0 + 3 A g N 0 = 2NaN0 + H N 0 + A g P 0 |
2
4
3
3
3
3
4
Можно ли при помощи нитрата серебра отличить метафосфатион Р 0 " от ортофосфат-иона Р 0 ?
1_
3
4
Опыт 6. Термическое разложение солей ортофосфорной
кислоты
В две пробирки внесите по 2-3 кристаллика д и гидрофосфата
натрия N a H P 0 . Одну пробирку оставьте как контрольную, другую
закрепите в лапке штатива и прокалите в течение 3-5 минут в
пламени спиртовки. Охладите пробирку. Затем в обе пробирки при­
бавьте дистиллированной воды для растворения солей и по 2-3 капли
раствора нитрата серебра A g N 0 . Отметьте различие в цветах
осадков.
Напишите уравнения реакций разложения дигидрофосфата
натрия и взаимодействия исходной и полученной при прокаливании
соли с нитратом серебра.
2
4
3
Опыт 7. Гидролиз фосфата натрия
В две пробирки добавьте по 10-15 капель воды и 5-6 капель
раствора фенолфталеина. Оставьте одну пробирку как контрольную,
в другую внесите 3-4 кристаллика ортофосфата натрия Na P0 . Со­
держимое второй пробирки размешайте стеклянной палочкой до
полного растворения соли. Отметьте изменение окраски лакмуса по
сравнению с окраской в контрольной пробирке.
3
4
Напишите уравнение реакции гидролиза в молекулярной и
ионно-молекулярной формах. Отметьте реакцию среды раствора дан­
ной соли.
Опыт 8. Антипиренные свойства фосфатов
Полоску фильтровальной бумаги, предварительно пропитанную
раствором фосфата аммония (NH ) P0 и высушенную, поднесите к
4
58
3
4
пламени спиртовки. Бумага обугливается, но не загорается. Фосфат
аммония выступает в качестве антипирена - вещества, понижающего
горючесть материалов органического происхождения. ( N H i ^ P O ^
катализирует процесс разложения целлюлозы (клетчатки) на углерод и
воду, не сопровождающийся образованием горючих газов.
Опишите проделанный опыт. Напишите уравнение реакции раз­
ложения целлюлозы (С Н 05)„. Сделайте вывод о роли ортофосфата
аммония в этом процессе.
6
Ш
Лабораторная работа № 9
Химические свойства элементов подгруппы мышьяка
Опыт 1. Получение и свойства гидроксидов сурьмы (III)
и висмута (III)
В две пробирки внесите по Ъ-А капли раствора соли сурь­
мы (III), в две другие - столько же раствора соли висмута (III). Во все
пробирки добавьте по каплям 2 М раствор гидроксида натрия до об­
разования осадка.
В одну из пробирок с осадком гидроксида сурьмы (III) Sb(OH)
прибавьте 2 М раствор хлороводородной кислоты, в другую раствор щелочи до полного растворения осадков. Полученный раст­
вор тетрагидроксостибата (III) натрия сохраните для следующего
опыта. Запишите свои наблюдения.
Проделайте такие же опыты с осадком гидроксида висмута (III)
B i ( O H ) . В обеих ли пробирках растворяется осадок?
Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения
протекающих реакций. Составьте уравнения диссоциации получен­
ных гидроксидов в кислых и щелочных средах. Сделайте вывод о раз­
личных свойствах гидроксидов сурьмы (III) и висмута (III).
3
3
Опыт 2. Восстановительные свойства соединений сурьмы (III)
В пробирку внесите 2 капли раствора нитрата серебра и до­
бавьте по каплям 2 М раствор гидроксида аммония до полного раст­
ворения образовавшегося оксида серебра A g 0 . Напишите уравнения
2
59
реакций получения оксида серебра и его полного растворения в
избытке гидроксида аммония за счет образования комплексного
соединения [Ag(NH3) ]OH.
Затем в пробирку добавьте раствор тетрагидроксостибата (III)
натрия Na[Sb(OH) ], полученный в опыте 1. Напишите уравнение
окислительно-восстановительной реакции, учитывая, что продуктом
окисления является соль Na[Sb(OH) ], а продуктом восстановления металлическое серебро.
2
4
6
Составьте уравнения электронного баланса. Сделайте вывод о
роли соединений сурьмы (III) в окислительно-восстановительных ре­
акциях.
Опыт 3. Гидролиз хлоридов сурьмы (III) и висмута (III)
В пробирку внесите 3-5 капель раствора хлорида сурьмы (III) и
по каплям прибавьте дистиллированной воды до образования осадка
хлорида оксосурьмы (III). К полученному осадку прилейте 2 М раст­
вор хлороводородной кислоты до его растворения, затем вновь до­
бавьте дистиллированной воды до образования осадка.
Проведите аналогично гидролиз хлорида висмута (III), предва­
рительно получив его реакцией обмена между нитратом висмута и
хлороводородной кислотой. Для этого возьмите по 2-3 капли соот­
ветствующих растворов.
Напишите уравнения реакций гидролиза солей в молекулярной
и ионно-молекулярной формах с учетом образования оксосолей на
второй стадии гидролиза. Объясните, почему растворяется осадок ок­
сосолей при добавлении хлороводородной кислоты.
Опыт 4. Получение и свойства сульфида сурьмы (III)
(опыт выполняется под тягой)
Получите для всей группы в одной пробирке осадок сульфида
сурьмы (III) по следующей методике. Внесите в пробирку 15 капель
раствора соли хлорида сурьмы (111) и пропустите через этот раствор
сероводород. Сероводород получите в пробирке с газоотводной
трубкой действием раствора хлороводородной кислоты (концент60
рация 1:1) на кусочек сульфида железа (II). Отметьте цвет получив­
шегося осадка сульфида сурьмы (III).
Дальше каждый студент работает самостоятельно. При помощи
стеклянной палочки перенесите часть осадка в свою пробирку и
прилейте к осадку раствор сульфида аммония до его полного раст­
ворения. Какая соль получается при этом?
С помощью пипетки перенесите 5 капель получившегося раст­
вора тиосоли в чистую пробирку и добавьте туда же 10-15 капель
2 М раствора хлороводородной кислоты до образования осадка
хлорида сурьмы (III).
Напишите уравнения протекающих реакций.
Опыт 5. Получение сульфида висмута (III) и его свойства
В две пробирки внесите по 1-2 капли раствора нитрата висму­
та (III) и в каждую пробирку добавьте по 3—4 капли сероводородной
воды. Отметьте цвет получившегося сульфида. Напишите уравнение
реакции.
В одну из пробирок добавьте 4-5 капель раствора сульфида ам­
мония. Наблюдается ли растворение осадка? Образует ли висмут
тиосоли?
В другую пробирку добавьте 3-4 капли концентрированной
азотной кислоты. Наблюдайте растворение осадка. Если осадок раст­
воряется плохо, пробирку слегка нагрейте. Напишите уравнение
реакции окисления сульфида висмута (III) азотной кислотой, учи­
тывая, что при этом образуется сульфат висмута (III). Азотная кис­
лота в зависимости от условий протекания реакции восстанавли­
вается до оксида азота (II) или оксида азота (IV). Составьте урав­
нения электронного баланса.
Опыт 6. Окислительные свойства соединений висмута (III)
В пробирку внесите одну каплю раствора хлорида олова (II) и
5-6 капель 2 М раствора гидроксида натрия до полного растворения
образовавшегося вначале осадка гидроксида олова (II). Напишите
уравнения реакций получения гидроксида олова (II) и его раство­
рения в избытке щелочи.
61
К полученному щелочному раствору станнита натрия прибавьте
3-4 капли раствора нитрата висмута (III). Отметьте цвет выпавшего
осадка металлического висмута. Напишите уравнение окислительновосстановительной реакции, учитывая, что олово (II) переходит в
олово (IV) и в сильнощелочной среде образует станнат натрия
Na Sn0 .
2
3
Опыт 7. Восстановительные свойства соединений висмута (III)
В пробирку внесите 2-3 капли раствора нитрата висмута (III),
5-6 капель 2 М раствора гидроксида натрия и 4-5 капель бромной
воды. Нагрейте содержимое пробирки до получения светло-корич­
невого осадка висмутата натрия.
Напишите уравнение окислительно-восстановительной реакции,
составьте уравнения электронного баланса. По результатам опытов
6 и 7 сделайте вывод о роли солей висмута (III) в окислительновосстановительных реакциях.
Опыт 8. Окислительные свойства соединений висмута (V)
В сухую пробирку внесите микрошпателем небольшое коли­
чество висмутата натрия N a B i 0 , добавьте 8-10 капель 2 М раствора
азотной кислоты и 1-2 капли раствора сульфата марганца. Отметьте
окраску раствора, характерную для перманганат-иона Мп0 ".
Напишите уравнение окислительно-восстановительной реакции,
учитывая, что висмутат натрия переходит в нитрат висмута (III), а
сульфат марганца - в марганцевую кислоту НМп0 . Составьте урав­
нения электронного баланса. Объясните, почему висмутат натрия
проявляет окислительные свойства.
3
4
4
Глава 5. /7-ЭЛЕМЕНТ VI ГРУППЫ ПЕРИОДИЧЕСКОЙ
СИСТЕМЫ Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА. СЕРА
И ЕЕ СОЕДИНЕНИЯ
Сера - типичный неметаллический элемент. По электроотри­
цательности она уступает только галогенам, кислороду, азоту.
62
2
С
2
4
Электронная формула серы 15 2s 2p"3s~3p . Наиболее устой­
чивые степени окисления -2, +4 и +6.
Сера - твердое желтое кристаллическое вещество, в воде прак­
тически нерастворима, лучше всего растворяется в сероуглероде CS .
2
Сера - химически активный неметалл. При умеренном нагревании
окисляет многие простые вещества и сама легко окисляется кисло­
родом, галогенами и кислотами-окислителями:
S + Zn=ZnS
2S + C = C S
2
s + о = so
2
2
S + 3F =SF
2
6
S + 6 H N 0 (конц) = H S 0 + 6 N 0 + H 0
В горячих растворах щелочей сера диспропорционирует:
3S + 6NaOH = 2Na S + N a S 0 + 3 H 0
3
2
2
4
2
2
2
3
2
С водородом сера образует сероводород H S - бесцветный ядо­
2
витый газ с резким запахом. Его водный раствор - слабая серо­
водородная кислота, диссоциирующая по ступеням, но в основном по
7
-14
первой ступени. Константы диссоциации: К = 0,87-10" , К = 10 .
{
г
Образует средние (сульфиды) и кислые (гидросульфиды) соли.
Сульфиды металлов и неметаллов обладают характерной окрас­
кой, например:
HgS, Ag S, PbS, CuS, FeS, CoS, NiS - черные;
2
SnS, Bi S - коричневые;
2
3
SnS , CdS, As S - желтые;
2
2
5
Sb S , Sb S - оранжевые;
2
3
2
5
MnS - телесный;
ZnS - белый.
Сульфиды щелочных и щелочно-земельных металлов (Li, К, Na,
Са, Sr, Ва и др.) и сульфид аммония растворимы в воде. Сульфиды
63
железа, цинка, марганца и других элементов нерастворимы в воде, но
растворимы в разбавленных НС1 и H 2 S O 4 :
FeS + 2 H C l = F e C l + H S t
2
2
Сульфиды CuS, PbS, HgS, CoS, NiS нерастворимы ни в воде, ни
в разбавленных кислотах.
Большинство нерастворимых сульфидов растворяется в кон­
центрированной азотной кислоте, при этом сульфид-ион окисляется
до элементарной серы:
CuS + 4 H N 0
= Cu(N0 ) + S | + 2 N 0 + 2 Н 0
(конц)
3
3
2
2
2
Водные растворы растворимых сульфидов в результате гидро­
лиза имеют щелочной характер среды:
Li S + НОН
LiHS + LiOH
2
Сульфиды алюминия и хрома не существуют в водных раст­
ворах, так как подвергаются полному гидролизу:
Cr S + 6 Н 0 ^ 2Cr(OH) + 3H S
2
3
2
3
2
Для сероводорода и сульфидов, в которых степень окисления
серы -2, характерны восстановительные свойства. Под действием
окислителей сера в них окисляется до свободной серы, оксида серы (TV)
или серной кислоты. Глубина окисления зависит от условий, тем­
пературы, рН раствора, концентрации окислителя.
Например:
ЗН S + К С г 0 + 4 H S 0 = 3SI + Cr ( S 0 ) + K S 0 + 7 Н 0
2
2
2
7
2
4
2
4
3
2
4
2
2Н S + 3 0 = 2 S 0 1 + 2 Н 0
2
2
2
2
Н S + 4С1 + 4 Н 0 = Н S 0 +8НС1
2
2
2
2
4
С кислородом сера образует оксиды: оксид серы (IV) S 0 и
оксид серы (VI) S 0 , являющиеся ангидридами сернистой H S 0 и
серной H S 0 кислот.
В окислительно-восстановительных реакциях оксид серы (IV),
сернистая кислота и ее соли могут играть в основном роль вос2
3
2
64
4
2
3
становителя в реакциях с сильнейшими окислителями и роль окис­
лителя в реакциях с сильными восстановителями. Сернистая кислота
окисляется галогенами, кислородом, азотной кислотой, перманганатом калия, дихроматом калия до серной кислоты или до ее соли,
например:
Н SO, + 1 + Н 0 = Н S 0 + 2Н1
2
2
2
2
4
ЗН S 0 + K C r 0 +2НС1 = 2KCl + C r ( S 0 )
2
3
2
2
7
2
4
3
+4Н 0
2
Сернистая кислота восстанавливается сероводородом, солями
двухвалентного железа и олова, различными металлами до свободной
серы, например:
H S 0 + 2SnCl + 4НС1 = 2SnCl + S j + 3 H 0
2
3
2
4
2
Сернистая кислота и ее средние соли - сульфиты склонны к
реакциям диспропорционирования:
4K S0
2
1
3
3K S0 + K S
2
4
2
Оксиду серы (VI) соответствует серная кислота H S 0 - сильная
2
4
двухосновная кислота, обладающая сильными окислительными свой­
ствами.
Ионом-окислителем при действии разбавленной серной кисло­
ты на металл является ион водорода. Этот ион окисляет металлы,
стоящие в ряду стандартных электродных потенциалов до водорода,
например:
Zn + H S 0 ^ з б ) = Z n S 0 + H t
2
4
4
2
На металлы, стоящие после водорода, разбавленная серная кис­
лота не действует:
Hg + H S 0
2
4(pa
, )^
6
В концентрированной серной кислоте окислителем является ион
кислотного остатка S 0
за счет наличия в нем атома серы со сте­
пенью окисления +6. Продукты восстановления концентрированной
серной кислоты зависят от условий и активности металла. Вос2 _
4
0
44
-2
становление может идти до S 0 , S , или H S , например:
2
2
65
Hg + 2 H S 0
2
(конц)
4
3Mg + 4 H S 0 (
2
4
4Mg + 5 H S 0 (
2
4
= HgS0 + S 0 + 2H 0
4
К01Щ)
КОНЦ)
2
2
= 3MgS0 + S + 4H 0
4
2
= 4MgS0 + H S + 4H 0
4
2
2
Взаимодействие серной кислоты с водой сопровождается выде­
лением большого количества теплоты за счет образования гидратов.
Поэтому смешивать концентрированную серную кислоту с водой
следует очень осторожно, вливая ее тонкой струйкой в воду, а не
наоборот. Концентрированная H S 0 поглощает пары воды, поэтому
ее применяют в качестве осушителя: она отнимает воду и от орга­
нических веществ, обугливая их:
2
Il2S
(С Н 0 )„
6
Ш
5
°
4(KO
4
"
u)
> впС + 5пН 0
2
целлюлоза
Большинство сульфатов (средние соли серной кислоты) хорошо
растворимы в воде. Плохо растворимы сульфаты бария, стронция,
свинца.
Сера способна образовывать тиокислоты и их соли, представ­
ляющие собой производные серной кислоты и сульфатов, в которых
атом кислорода замещен атомом серы.
\6 2
Например, тиосерная кислота H S 0 или H S 0 S . Тиосерная
2
2
3
2
3
кислота относится к сильным кислотам. Константы диссоциации
первой и второй ступеней диссоциации соответственно равны: К\ =
2
= 2,5-10"', К = 1,9-10" . Тиосерная кислота неустойчива и при полу­
2
чении распадается:
H S 0 -> Sj + S 0 | + Н 0
Ее соли - тиосульфаты - относительно стойкие соединения.
Они могут быть получены при кипячении или сплавлении сульфитов
с серой:
2
2
3
2
Na S0 +S
2
3
2
-^Na S 0
2
2
3
Тиосульфаты являются сильными восстановителями благодаря
наличию атома серы со степенью окисления - 2 :
66
Na - О
О
•и
S
Na-S
О
Тиосульфаты легко окисляются большинством окислителей (га­
логенами, перманганатом калия, дихроматом калия, пероксидом и
др.) до свободной серы, сернистого газа или даже серной кислоты,
например:
N a S 0 + С1 + Н 0 = N a S 0 + S|+ НС1
2
2
3
2
2
2
4
N a S 0 + 4C1 + 5 H 0 = N a S 0 + H S 0 + 8HC1
2
2
3
2
2
2
4
2
4
Сернистый газ и сероводород, взаимодействуя в присутствии
больших количеств воды, дают свободную серу и политионовые кис­
лоты с общей формулой H S 0 .
2
Рассмотрим
H S 0(,:
2
A
6
графическую
формулу тетратионовой
кислоты
4
о
н
+6
о
п
•]
H-0-S -
-1
+й
S-S-S-0-H
II
II
о
о
Соли этой кислоты - тетратионаты. Тетратионат натрия полу­
чается при взаимодействии тиосульфата натрия с иодом:
2Na S 0 + I = 2NaI + N a S 0
Тетратионовая кислота неустойчива, распадается в момент об­
разования:
2
2
3
2
2
4
6
H S 0 = H S0 + S0 |+ 2S|
Электролизом серной кислоты или гидросульфатов можно по­
лучить пероксодисерную кислоту H S O . При этом на аноде про­
текает реакция:
2
4
6
2
4
2
2
2
s
2HS0 ~-2e =H S 0
4
2
2
8
Пероксодисерная кислота - производное пероксида водорода, в
+
котором два атома водорода замещены сульфогруппами S 0 H :
3
67
о
II
о
II
+6
-1
-1
+6
H-O-S-0-O-S-O-H
о
о
Пероксодисульфаты (соли пероксодисерной кислоты) - сильные
окислители. Наибольшее значение из них имеют пероксодисульфаты
аммония (NH ) S O и калия K S 0 :
4
2
2
s
2
2
8
2NaI + K S 0 = h + N a S 0 + K S 0
2
2
8
2
4
2
4
Пероксодисерная кислота H S 0 гидролизуется с образованием
пероксида водорода:
2
2
8
H S 0 + 2Н 0 = 2H S0 + Н 0
2
2
8
2
2
4
2
2
Лабораторная работа № 10
Получение и изучение химических свойств сероводорода
и сульфидов металлов
Опыт 1. Получение сероводорода и его горение (опыт выпол­
няется под тягой)
В пробирку поместите небольшой кусочек сульфида железа (II)
и добавьте до 1/4 объема пробирки раствора хлороводородной кис­
лоты 1:1. Пробирку закройте газоотводной трубкой и слегка подо­
грейте. Определите по запаху выделяющийся газ. После того, как
нач-нется энергичное выделение газа, подожгите его у выходного от­
верстия трубки. Наблюдайте горение сероводорода при достаточном
доступе воздуха.
Ограничьте доступ воздуха, накрыв пламя сероводорода холод­
ной фарфоровой крышкой. Отметьте цвет пятна, образующегося на
поверхности фарфора и объясните его происхождение.
Напишите уравнение реакции получения сероводорода и реак­
ций его полного и неполного сгорания. Для окислительно-восстано­
вительных реакций составьте электронные балансы.
68
Опыт 2. Восстановительные свойства сероводорода
Возьмите три пробирки. В одну пробирку внесите 3-4 капли
бромной воды, в другую - 1-2 капли раствора перманганата калия, в
третью - 3-4 капли раствора хлорида железа (III). Затем в каждую
пробирку добавьте по каплям сероводородной кислоты до полного
изменения цвета. В каждой пробирке отметьте изменение окраски
окислителя.
Напишите уравнения протекающих реакций, составьте элек­
тронные балансы. Объясните, почему сероводород проявляет только
восстановительные свойства.
Опыт 3. Кислотные свойства водного раствора сероводорода
Определите с помощью универсальной индикаторной бумаги
рН раствора сероводородной кислоты. Напишите уравнения ступен­
чатой диссоциации сероводородной кислоты, выражения и числовые
значения констант диссоциации 1-й и 2-й ступеней (прил. 5). Сде­
лайте вывод об относительной силе сероводородной кислоты.
Опыт 4. Получение сульфидов и изучение их свойств
В четыре пробирки внесите по 3-4 капли растворов солей каль­
ция, кадмия, марганца (II) и свинца (II). К каждому раствору добавьте
по 2-3 капли раствора сульфида натрия.
Отметьте свои наблюдения, напишите молекулярные и ионномолекулярные уравнения реакций, укажите цвета полученных суль­
фидов. Какой из сульфидов не выпал в осадок?
К полученным осадкам прибавьте избыток 2 М раствора азот­
ной кислоты. Сульфиды каких металлов не растворились в азотной
кислоте? Напишите уравнения реакций растворения сульфидов в
азотной кислоте.
Выпишите
числовые значения
ПР полученных
сульфидов
(прил. 7), сравните их и сделайте выводы: растворимость какого суль­
фида больше и какой из сульфидов химически активнее?
69
Опыт 5. Гидролиз сульфидов
А. Определите с помощью универсальной индикаторной бумаги
рН раствора сульфида натрия. Сделайте вывод о характере среды
раствора.
Напишите уравнение реакции гидролиза сульфида натрия в
молекулярной и ионно-молекулярной формах.
Б. В пробирку внесите 2-3 капли раствора сульфата алюминия и
добавьте по каплям раствор сульфида аммония до образования осад­
ка. Какое вещество выпадает в осадок?
Напишите уравнение реакции ионного обмена между раство­
рами двух солей в молекулярной форме и полного гидролиза полу­
ченного сульфида в молекулярной и ионно-молекулярной формах.
Лабораторная работа № 11
Кислородные соединения серы
Опыт 1. Получение сернистого газа и сернистой кислоты
Для изучения свойств сернистого газа S 0 приготовьте две
пробирки, наполните их на 1/4 объема дистиллированной водой, в
одну пробирку внесите несколько капель лакмуса.
В третью (сухую) пробирку внесите на 1 см по ее высоте
кристаллы сульфита натрия, добавьте 1-2 мл 2 М раствора серной
кислоты и быстро закройте пробкой с газоотводной трубкой.
Нагрейте пробирку на спиртовке и, не прекращая нагревания, быстро
пропустите выделяющийся газ в заранее приготовленную пробирку с
подкрашенной лакмусом водой до изменения окраски индикатора.
Чем объясняется изменение окраски лакмуса?
Затем перенесите газоотводную трубку в пробирку с дистил­
лированной водой и пропускайте газ до тех пор, пока не прекратится
его образование. Полученный раствор сернистой кислоты сохраните
для второго опыта.
2
Напишите уравнения реакций получения сернистого газа и
сернистой кислоты, уравнения ступенчатой диссоциации сернистой
70
кислоты, выражения для первой и второй констант диссоциации и
выпишите их числовые значения из таблицы (прил. 5). Сделайте вы­
вод об относительной силе сернистой кислоты.
Опыт 2. Химические свойства сернистой кислоты и сульфитов
А. Полученный в предыдущем опыте раствор сернистой кислоты
разлейте в две пробирки. В одну пробирку прилейте 3-6 капель
сероводородной кислоты и дайте постоять, а в другую - бромной воды.
Присутствие во второй пробирке H S 0 докажите добавлением
раствора хлорида бария.
Напишите уравнения окислительно-восстановительных реакций,
составьте электронные балансы. Составьте молекулярное и ионномолекулярное уравнения качественной реакции на сульфат-ион.
2
4
Проделайте аналогичный опыт с раствором сульфита натрия.
Какую функцию проявляют сернистая кислота и сульфит натрия по
отношению к сероводороду и бромной воде? Чем объясняется окис­
лительно-восстановительная двойственность сернистой кислоты и
сульфитов?
Б. Сухую пробирку с небольшим количеством кристаллов суль­
фита натрия укрепите в штативе и нагревайте в пламени спиртовки в
течение 4-5 минут. После охлаждения содержимое пробирки раство­
рите в дистиллированной воде. Полученный раствор разлейте в две
пробирки и проведите качественные реакции на сульфид-ион и на
сульфат-ион, добавив в одну пробирку 1-2 капли раствора нитрата
свинца (II), а в другую - 1-2 капли раствора хлорида бария.
Составьте уравнение реакции диспропорционирования сульфи­
та натрия и качественных реакций на ионы S O 4 " и S с растворами
P b ( N 0 ) 2 и ВаСЬ. Объясните, почему сульфит натрия способен
подвергаться диспропорционированию.
2
2-
3
Опыт 3. Свойства серной кислоты
А. В пробирку внесите Ъ-А капли воды и осторожно добавьте
3-4 капли раствора концентрированной серной кислоты, но не на71
оборот. Объясните наблюдаемый эффект. Почему следует, соблюдая
осторожность, приливать концентрированную серную кислоту к во­
де, но нельзя лить воду в концентрированную серную кислоту?
Б. На листочке фильтровальной бумаги с помощью стеклянной
палочки сделайте надпись 1 М раствором серной кислоты. Затем
бумагу высушите, держа ее на высоте 6-7 см над пламенем спир­
товки. Отметьте и объясните почернение бумаги. Какое свойство
проявляет серная кислота в этом опыте? Составьте уравнение реак­
ции обезвоживания целлюлозы.
В. В две пробирки внесите по 5-6 капель раствора концент­
рированной серной кислоты. В одну из них опустите кусочек цинка, в
другую - кусочек меди. Пробирки нагрейте на небольшом пламени
спиртовки. К газу, выделяющемуся из пробирки с медью, поднесите
влажную синюю лакмусовую бумажку, из пробирки с цинком фильтровальную бумажку, пропитанную раствором нитрата свинца (ТТ).
По запаху газов и изменению окраски бумажек определите,
какой газ выделяется в каждом случае. Напишите уравнения окис­
лительно-восстановительных реакций и электронные уравнения. Сос­
тавьте молекулярные уравнения взаимодействия образовавшихся газов
в первой пробирке - с водой, во второй - с нитратом свинца (II).
Г. Испытайте действие разбавленной серной кислоты на медь и
цинк. В какой пробирке реакция не протекает и почему? Напишите
уравнение протекающей реакции.
Какой ион является окислителем в разбавленной и концент­
рированной серной кислоте?
Опыт 4. Получение тиосерной кислоты
В пробирку внесите 2-3 капли раствора тиосульфата натрия
N a S 0 и прибавьте такой же объем 1 М раствора серной кислоты.
Какое вещество выпадает в осадок? Какой выделяется газ?
Напишите уравнение реакции и составьте графическую фор­
мулу тиосерной кислоты. Сделайте вывод об устойчивости тиосерной
кислоты.
2
72
2
3
Опыт 5. Восстановительные свойства тиосульфата натрия
В пробирку внесите 3-4 капли раствора тиосульфата натрия и
добавьте по каплям хлорную воду до появления осадка свободной
серы.
Напишите два варианта уравнения окислительно-восстано­
вительных реакций: при недостатке и при избытке хлорной воды.
Какую роль играет тиосульфат натрия и почему? Составьте гра­
фическую формулу тиосульфата натрия, укажите степени окисления
серы.
Опыт 6. Получение и свойства тетратионата натрия
Внесите в пробирку 5-6 капель йодной воды, добавьте до
обесцвечивания раствор тиосульфата натрия. При этом протекает
реакция:
4
ч
О* S - N a
о* 3
+ I, - 2 Na 1 +
Л
О
S-Na
O^.S
Of 0 - N a
О* 0 - N a
2
4
Л
N
В формуле полученного тетратионата натрия укажите степени
окисления серы.
Затем в пробирку добавьте 10-12 капель 1 М раствора серной
кислоты. Отметьте, будут ли происходить при этом заметные изме­
нения.
Напишите уравнения реакций взаимодействия тетратионата
натрия с кислотой и распада полученной тетратионовой кислоты.
Составьте графическую формулу тетратионовой кислоты и сделайте
вывод об ее устойчивости.
Опыт 7. Окислительные свойства пероксодисульфатов
Соли какой кислоты называются пероксодисульфатами? Напи­
шите молекулярную и графическую формулы этой кислоты. Укажите
степени окисления атомов серы и кислорода.
73
В пробирку внесите по 3-4 капли раствора иодида калия, при­
бавьте 3-4 капли раствора пероксодисульфата аммония (NH ) S20 .
Содержимое пробирки разделите на две части. Для обнаружения
продуктов проведите качественные реакции. Для этого в одну про­
бирку добавьте 1 каплю крахмала, в другую - 2-3 капли раствора
хлорида бария. Отметьте, какие изменения происходят в обеих про­
бирках.
Напишите уравнения окислительно-восстановительной реакции
и качественной реакции на сульфат-ион. Для окислительно-восста­
новительной реакции составьте электронные уравнения. Сделайте
вывод, чем объясняются окислительные свойства пероксодисульфатов.
4
2
8
Глава 6. /7-ЭЛЕМЕНТЫ VII ГРУППЫ ПЕРИОДИЧЕСКОЙ
СИСТЕМЫ Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА. ГАЛОГЕНЫ
И ИХ СОЕДИНЕНИЯ
К р-элементам главной подгруппы VII группы относятся фтор
F, хлор С1, бром Вг, иод I, астат At. Электронная конфигурация
2
2
валентного уровня ns np '. Все галогены - типичные неметаллические
элементы. Фтор и хлор - газы желтоватого и желто-зеленого цвета;
бром - красно-коричневая жидкость; иод - твердое вещество чернофиолетового
цвета.
В
газообразном
состоянии
молекулы
всех
галогенов состоят из двух атомов.
Фтор является сильнейшим окислителем. В атмосфере фтора
горят стекло и вода:
S i 0 + 2F = SiF + 0
2
2
4
2
2 Н 0 + 2F = 4HF + 0
2
2
2
Фтор окисляет серу, фосфор и благородные газы:
S + 3F = SF
2
74
6
2Р + 5F = 2PF
2
5
Xe + 2F = XeF
2
4
В соединениях фтор проявляет степень окисления - 1 , образуя
основные (NaF, MgF ), амфотерные (A1F ) и кислотные (SiF , PF , SF ,
2
3
4
5
6
C1F ) фториды. Координационное число фторид-иона 6 или 4.
5
Фтор со взрывом взаимодействует с водородом даже при
низких температурах и в темноте, образуя фтороводород:
Н + F = 2HF
2
Фторид
водорода
2
неограниченно
растворяется
в
воде,
фтороводородная кислота HF является кислотой средней силы.
Фтороводород и фтороводородная (плавиковая) кислота разрушают
кварц и стекло:
SiO
2(l0
+ 4HF
(p)
= SiF
4(r)
+ 2Н 0
2
(Ж)
SiF +2HF = H [SiF ]
4
2
6
Хлор проявляет характерные степени окисления - 1 , +1, +3, +5,
+7. Хлор ограниченно растворяется в воде, является очень сильным
окислителем, реагирует с металлами, большинством неметаллов.
Восстановительные свойства хлора проявляются лишь при взаимо­
действии с фтором. В реакциях диспропорционирования хлора обра­
зуются простые и сложные анионы:
2С1 + 2NaOH = NaCl + NaCIO + Н 0
2
2
Хлориды металлов проявляют основные свойства (NaCl, MgCl ),
хлориды неметаллов - кислотные (SiCl , РС1 , SbCl ). Основные
хлориды практически не гидролизуются, кислотные гидролизуются
полностью и необратимо с образованием кислот:
2
4
5
5
SiCl + ЗНОН = H S i 0 + 4НС1
4
2
3
Хлориды разного типа вступают в реакции между собой:
КС1 + А1С1 = К[А1СЦ]
3
осшжиый
кислотими
тефичлороалюмштт
калия
75
Водный раствор хлороводорода НС1 - сильная кислота.
Разбавленная хлороводородная кислота является окислителем, в ней
растворяются металлы, стоящие в ряду активности (напряжения) до
водорода.
При действии окислителей концентрированная НС1 проявляет
восстановительные свойства:
М п 0 + 4НС1 = МпС1 + С1 + 2 Н 0
2
2
2
2
Бинарные соединения хлора (I) имеют кислотный характер, при
их гидролизе образуются кислоты:
С1 0 + НОН = 2НСЮ
2
C1F + НОН = НСЮ + HF
C1 N + ЗНОН = ЗНСЮ + H N
3
3
При гидролизе хлора вместе с сильной хлороводородной кис­
лотой образуется слабая хлорноватистая кислота:
С1 + НОН
НС1 + НСЮ
2
Производные хлора (I) - сильные окислители. Соли хлорнова­
тистой кислоты гипохлориты применяются как отбеливающие средства.
Соединения хлора (III) неустойчивы. Хлористая кислота НС10
разлагается в водном растворе, при нагревании соли хлористой
кислоты - хлориты - диспропорционируют:
2
3NaC10 = NaCl + 2NaC10
2
3
и разлагаются с выделением кислорода:
NaC10 =NaCl + 0
2
2
В отличие от НСЮ и НС10 , существуют концентрированные
водные растворы хлорноватой кислоты Н С Ю 3 . НСЮз - сильная кис­
лота, по свойствам напоминает азотную, ее соли называют хлора­
тами. При нагревании хлораты диспропорционируют:
2
4КС10 = КС1 + ЗКСЮ
3
4
а в присутствии катализатора распадаются с выделением кислорода:
2КСЮ =2КС1+30
3
76
2
Высший оксид хлора (VII) образуется при нагревании смеси:
2НС10 + Р 0 = С1 0 + 2 Н Р 0
4
2
5
2
7
3
Соответствующая ему хлорная кислота НСЮ - одна из наиболее
сильных кислот. Ее получают действием концентрированной H S 0
на соль хлорной кислоты - перхлорат КС10 :
4
2
4
4
КС10 + H S 0 = НС10 + KHSO
4
2
4
4
4
С возрастанием степени окисления хлора увеличивается сила
кислоты. Наиболее слабой является хлорноватистая кислота НСЮ, а
наиболее сильной - хлорная НС10 . Окислительная активность с уве­
личением степени окисления хлора, наоборот, уменьшается. В ряду
H C I O - H C I O 2 - H C I O 3 - H C I O 4 самым сильным окислителем является
хлорноватистая кислота, наименее сильным - хлорная.
Элементы подгруппы брома - бром Вг, иод I и астат At проявляют степени окисления - 1 , +1, +3, +5, +7, из них наиболее
устойчивы -1 и +5.
Растворимость галогенов в воде невелика, они лучше раство­
ряются в органических растворителях (спирт, бензол, эфир, сероугле­
род и т.д.).
В ряду F-At снижается окислительная способность простых
веществ, но бром и иод являются достаточно сильными окислите­
лями. Восстановительная способность (способность окисляться) в
ряду B r - I - A t уменьшается, уменьшается и способность брома и
иода к реакциям диспропорционирования.
4
2
2
2
Бром и иод получают окислением бромидов и иодидов:
2NaBr + M n 0 + 2 H S 0 = Br + M n S 0 + N a S 0 + 2 Н 0
2
2
4
2
4
2КВг + С1 = 2КС1 + Вг
2
2
4
2
2
Бром, иод и астат образуют с менее электроотрицательными
элементами бромиды, иодиды и астатиды. Бромиды и иодиды
щелочных и щелочно-земельных металлов имеют основные свойства,
неметаллов - кислотные. При гидролизе бромидов и иодидов неме­
таллов образуются кислоты:
77
BBr + ЗНОН = Н В 0 + ЗНВг
3
3
3
РТ + ЗНОН = Н 3 Р О 3 + ЗНТ
3
При взаимодействии кислотных и основных бромидов и иодидов образуются комплексные соединения:
КВг +А1Вг = К[А1Вг ]
3
4
2КТ + HgT = K [HgI ]
2
2
4
Растворы бромида и иодида водорода НВг и HI являются
сильными кислотами, которые называются соответственно бромоводородной и иодоводородной. В ряду H F - H C l - H B r - H I сила кислот
увеличивается. В этом же ряду возрастает восстановительная актив­
ность. Так, с разбавленной и концентрированной серной кислотой HF
и НО не взаимодействуют, НВг восстанавливает H S 0
2
4
при наг­
ревании до SO2, a HI - до SO2, S и H S:
2
8Н1( + H S04 ) = 4I ) + H S ) + 4Н 0 )
Г)
2
(5K
2(K
2
(r
2
(Ж
Бинарные соединения брома (I) и иода (I) являются кислотными.
В воде образуют кислоты:
Вг 0 + НОН = 2НВЮ
2
ТС1 + НОН = НТО + НС1
с производными щелочных и щелочно-земельных металлов - комп­
лексные соли:
КС1 + 1С1 = К[1С1 ]
2
Csl + A t l = Cs[AtI ]
2
Соединения брома и иода со степенью окисления +5 проявляют
кислотные свойства, при взаимодействии с водой образуют кислоты:
Т 0 + Н 0 = 2НТОз
2
5
2
BrF + 3 H 0 = H B r 0 + 5HF
5
2
3
с основными соединениями - соли:
KF + IF = K[IF ]
5
78
6
Соли бромноеатой
НВЮ , йодноватой Н Ю кислот называ­
3
3
ются соответственно броматами и иодатами, при сильном нагре­
вании они разлагаются, выделяя кислород.
В отличие от хлора и йода, степень окисления +7 для брома не
характерна. Периодаты (VII) можно получить диспропорционированием или окислением иодатов:
КТ0 + С1 + 6КОН = К Т0 + 2КС1 + З Н 0
3
2
Бромная кислота
5
Н В Ю 4
6
2
- сильный окислитель, по силе прибли­
жается к хлорной. Соли бромной кислоты (VII) - перброматы
-
образуются при окислении броматов в щелочной среде:
NaBr0 + F + 2NaOH = NaBr0 + 2NaF + H 0
3
2
4
2
Лабораторная работа № 12
Химические свойства галогенов и их соединений
Опыт 1. Получение свободных галогенов (опыт выполняется
под тягой)
А. Получение хлора. В пробирку поместите немного порошка
оксида марганца М п 0
2
и прилейте концентрированную хлороводо­
родную кислоту в таком объеме, чтобы она покрыла весь слой М п 0 .
2
Смесь осторожно нагрейте. Исследуйте выделяющийся газ, для этого
поднесите к отверстию пробирки фильтровальную бумагу, смочен­
ную раствором KI. Обратите внимание на цвет выделяющегося газа.
Напишите уравнения реакций получения хлора и его обнаруже­
ния.
Б. Получение свободного иода или брома. В сухую пробирку
поместите 2-4 кристалла КВг или KI и столько же Мп0 . К смеси
2
прилейте несколько капель концентрированной серной кислоты и
слегка подогрейте. Обратите внимание на цвет паров выделяющегося
галогена.
Напишите уравнения реакций получения брома или иода.
79
Опыт 2. Окислительные свойства свободных галогенов
A. Сравнение окислительной активности свободных галогенов.
Проведите реакции взаимного вытеснения галогенов. Для этого возь­
мите три пробирки. В одну пробирку внесите 3-5 капель раствора
бромида калия КВг, в две другие - по 3-5 капель раствора иодида
калия KI. Во все пробирки добавьте по 2-А капли бензина.
В две пробирки с растворами бромида и иодида калия добавьте
по 2-4 капли хлорной воды, в третью пробирку с раствором иодида
калия - 2-А капли бромной воды. Содержимое пробирок переме­
шайте стеклянной палочкой. Палочку каждый раз тщательно промы­
вайте водой и вытирайте фильтровальной бумагой. По окраске слоя
бензина определите, какой галоген выделяется в свободном состо­
янии в каждом случае.
Напишите уравнения реакций взаимного вытеснения галогенов,
учитывая, что более сильные окислители вытесняют из раствора соли
менее сильные. Составьте электронные балансы, укажите окислитель
и восстановитель для каждой реакции.
Сделайте выводы об изменении окислительной способности
галогенов от СЬ к 1 . Можно ли получить фтор F окислением ионов
F" галогенами?
Б. Окисление магния бромом. Внесите в пробирку 3-5 капель
бромной воды и немного порошка магния или цинка. Перемешайте
стеклянной палочкой. Смесь немного нагрейте до обесцвечивания
бромной воды и объясните его причину. Напишите уравнение реак­
ции окисления металла бромом.
B. Окисление сероводорода галогенами. Возьмите три пробирки.
В первую пробирку внесите 5-6 капель хлорной воды, во вторую 5-6 капель бромной воды и в третью - 5-6 капель йодной воды. В
каждую пробирку добавьте по 5-6 капель свежеприготовленной се­
роводородной воды. Отметьте помутнение растворов во всех
пробирках и исчезновение окраски во второй и третьей пробирках.
Объясните происходящие изменения.
Напишите уравнения реакций и составьте электронные балансы.
2
80
2
Опыт 3. Реакции обнаружения галогенид-ионов
А. Получение галогенидов серебра. В три пробирки поместите по
3-4 капли растворов солей натрия: в одну пробирку - хлорида
натрия, в другую - бромида натрия, в третью - иодида натрия. В
каждую пробирку добавьте несколько капель раствора нитрата
серебра до выпадения осадков.
Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения
реакций. Укажите цвета осадков хлорида, бромида и иодида серебра.
Пробирки с осадками сохраните для следующего опыта.
Б. Отношение галогенидов серебра к азотной кислоте и
аммиаку. Осадки хлорида, бромида и иодида серебра, полученные в
предыдущем опыте, разделите на две пробирки. В одну пробирку
прилейте 1-2 капли 2 М раствора азотной кислоты, в другую - кон­
центрированный раствор аммиака. Что наблюдается в каждом случае?
Сделайте вывод об отношении галогенидов серебра к азотной
кислоте и аммиаку. Напишите уравнение реакции растворения хло­
рида серебра в аммиаке, учитывая образование комплексного иона
[Ag(NH ) ] .
Используя значения произведений растворимости галогенидов
серебра (прил. 6), объясните неполную растворимость в аммиаке
бромида серебра и практическую нерастворимость иодида серебра.
+
3
2
Опыт 4. Растворимость йода в воде и иодиде калия
В пробирку налейте 2-3 мл воды и поместите кристаллик иода.
Пробирку энергично встряхните. Растворяется ли иод в воде?
В ту же пробирку внесите кристаллик иодида калия. Раствор
перемешайте. Чем объясняется повышенная растворимость иода в
иодиде калия? Напишите реакцию взаимодействия иода с иодидом
калия, назовите полученное комплексное соединение:
KI + h = К[1]
3
Полученную йодную воду разделите на две части. В одну
пробирку прилейте 1 мл бензина, перемешайте. Объясните освет81
ление раствора йодной воды. В другую пробирку прибавьте раствор
крахмала. Чем объясняется цвет раствора? Пробирку нагрейте до
изменения цвета, а затем охладите под струей водопроводной воды.
Что происходит с раствором йодной воды при нагревании и охлаж­
дении? Напишите уравнения обратимой реакции гидролиза иода.
Опыт 5. Реакция диспропорционирования свободного иода
В пробирку поместите кристаллик иода, обработайте его не­
большим количеством 2 М раствора гидроксида натрия при слабом
нагревании. Полученный раствор подкислите 2-3 каплями серной
кислоты.
Запишите ваши наблюдения. Составьте уравнение окислитель­
но-восстановительной реакции, учитывая, что образуется иодат и
иодид натрия, а серная кислота в реакции не участвует. Решите его
методом электронного баланса.
Опыт 6. Окислительные свойства иодатов
В пробирку поместите 2-3 капли раствора иодида калия и 1-2 кап­
ли 1 М раствора серной кислоты. Смесь размешайте стеклянной па­
лочкой и добавляйте к ней по каплям раствор иодата калия до
появления бурой окраски иода.
Напишите уравнение окислительно-восстановительной реакции,
учитывая, что как иодат-ион, так и иодид-ион переходят в свободный
иод, серная кислота участвует в реакции. Составьте электронный
баланс.
Опыт 7. Окислительные свойства гипохлоритов
А. Окисление гидроксида .железа (II) гипохлоритом натрия.
Поместите в пробирку 2-3 кристаллика сульфата железа (П) FeS0 • 6Н 0
и 2-3 капли дистиллированной воды. Встряхните пробирку, чтобы
кристаллы растворились, и добавьте 2-4 капли 2 М раствора гидрок­
сида натрия. Отметьте цвет осадка. Какое вещество выпало в осадок
при взаимодействии сульфата железа (II) с гидроксидом натрия?
4
82
2
Прибавьте к осадку 3-5 капель раствора гипохлорита натрия
NaOCl. Встряхните пробирку. Отметьте изменение цвета осадка.
Напишите уравнения реакций, учитывая, что гипохлорит
восстанавливается в хлорид, гидроксид железа (II) - в гидроксид
железа (III) и в реакции участвует вода.
Б. Окисление соли свинца гипохлоритом кальция. Поместите в
пробирку 3-5 капель раствора ацетата свинца и сухого гипохлоритхлорида кальция Са(ОС1)С1 (белильная или хлорная известь). Про­
бирку нагрейте. Отметьте образование осадка диоксида свинца и его
цвет.
Напишите уравнение окислительно-восстановительной реакции,
учитывая , что гипохлорит-ион ОСГ восстанавливается до хлоридиона СГ, и решите его методом электронного баланса.
Опыт 8. Получение комплексного иона фторида железа (III)
В две пробирки внесите по 3-4 капли раствора хлорида железа
FeCl , добавьте по 1 капле роданида калия и в одну из пробирок
2 капли раствора фторида натрия. Что наблюдается?
Учитывая, что комплексный ион [FeF ] ~ бесцветен, объясните
наблюдаемые явления и напишите уравнения реакций.
3
3
6
Глава 7. КООРДИНАЦИОННЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
(/-ЭЛЕМЕНТОВ
Молекулярные соединения, образующие комплексные ионы, спо­
собные к существованию как в растворе, так и в кристалле, называют
комплексными или координационными. Многие комплексные сое­
динения получают из двух или более молекул веществ. Например:
Fe(CN) + 4KCN = K4[Fe(CN) ]
2
6
HF + B F = H[BF ]
3
4
3NaOH + Al(OH) = Na [Al(OH) ]
3
3
6
83
Комплексные соединения состоят из внутренней и внешней
сфер. Внутренняя сфера получила название комплекса. Центральное
место в ней принадлежит комплексообразователю
- нейтральному
атому или иону. Вокруг комплексообразователя координируются
нейтральные молекулы или ионы -
лиганды.
Число лигандов,
координируемых комплексообразователем, называют
координацион­
ным числом. В координационной формуле комплексного соединения
внутреннюю сферу (комплекс) заключают в квадратные скобки,
например: К [А1(ОН) ], [Zn(NH ) ]S0 .
3
6
3
4
4
Ионы, находящиеся за пределами внутренней сферы, образуют
внешнюю сферу комплексного соединения. Заряд комплекса (внут­
ренней сферы) численно равен алгебраической сумме зарядов комп­
лексообразователя и лигандов. Например, в комплексном соединении
+
K [Fe(CN) ] внешней сферой являются ионы калия 4К , а внутренней
4
6
4-
- [FeCCN^] , где Fe
2+
- комплексообразователь, C N " - лиганды, 6 -
координационное число.
Комплексные соединения классифицируют:
1) по заряду комплексного иона.
2+
2+
а) катионные комплексы - [Zn(NH ) ] , [Ni(H 0) ] ;
3
4
2
6
3
б) анионные комплексы - [BF ]~, [А1(ОН) ] ";
4
6
в) нейтральные (молекулярные) комплексы (без внешней сфе­
ры) - [Fe(CO) ]°, [Pt(NH ) Cl ]°, [Co(NH ) Cl ]°;
5
3
2
2
3
3
3
2) по принадлежности к определенному классу соединений:
а) комплексные кислоты - H[AuCl ], H [SnCl ];
4
2
6
б) комплексные основания - [Ni(NH ) ](OH) , [Cu(NH ) ](OH) ;
3
6
2
3
4
2
в) комплексные соли - K [Fe(CN) ], [Ni(H 0) ]S0 ;
4
6
2
4
4
3) по природе лигандов:
а) аквакомплексы (лиганды - молекулы воды) - [Си(Н 0) ]С1 .
2
4
2
б) аммиакаты (лиганды - молекулы аммиака) - [Cu(NH ) ]S0 ,
3
4
4
[Ag(NH ) ]Cl.
3
2
в) ацидокомплексы
K [Fe(CN) ], K [Hgl ],
4
84
6
2
4
(лиганды - анионы различных кислот) -
г) соединения с гидроксид-ионом в виде лигандов называют
гидроксокомплексами
- К [А1(ОН) ], Na [Zn(OH) ].
3
6
2
4
В водных растворах комплексные соединения диссоциируют
как сильные электролиты на комплексный ион и ионы внешней
сферы:
+
[Ag(NH ) ]C1 -^[Ag(NH ) ] + СГ
3
2
3
2
+
2
K [HgT ] - 2 К + [Hgl ] 2
4
4
Комплексные ионы также диссоциируют, но в незначительной
степени, т.е. комплексы в растворе ведут себя как слабые элект­
ролиты:
+
+
[ A g ( N H ) ] ~ A g + 2NH
3
2
2
3
2 +
[HgI ] -~Hg +4r
4
Важнейшей характеристикой комплексов, определяющей их ус­
тойчивость, является константа нестойкости. Чем меньше константа
нестойкости (АГ ), тем прочнее комплексный ион (прил. 7).
пеет
Константы нестойкости для:
иона [Ag(NH ) ]
3
К
+
2
т
=
[Ag'][NHJ[[Ag(NH_,) ]*]
8
2
2
иона [Hgl ] ~
4
2
к
_[Hg ][I ] _ . - , -3o
fl
Величина, обратная константе нестойкости, называется конс­
тантой образования комплекса или константой устойчивости. Меж­
ду ними существует следующее соотношение:
/Сует ~~ 1 / КшстКомплексные соединения с большой константой нестойкости, а
следовательно, с малоустойчивой внутренней сферой, называют двой­
ными
солями,
например:
(NH ) [Fe(S0 ) ]*6H 0,
4
2
4
2
2
К [СиС1 ]. Их
2
4
85
можно записать иначе: ( N H ) S 0 F e S 0 * 6 H 0 ; CuCl *2KCl. В вод­
4
2
4
4
2
2
ном растворе двойные соли диссоциируют практически полностью:
( N H ) Fe(S0 ) -> Fe
4
2
4
2+
2
+ 2NH^ +2S0 "
4
3t
KA1(S0 ) ->K + A l +2S0
4
Усилить
разбавлением
диссоциацию
раствора
2
комплексного
или нагреванием.
_
4
иона
можно
При этом
сильным
происходит
разрушение комплексного соединения с образованием осадка или газа:
K[AgI ]
A g l | + К]
2
L
[Cu(NH ) ] S 0 — ^ C u S 0 + 4NH t
3
4
4
4
3
Подкисление раствора тоже может вызвать разрушение комп­
лексов, лигандами которых являются анионы очень слабых кислот,
что происходит вследствие образования молекул соответствующей
слабой кислоты:
K [Fe(CN) ] + 6 H N O 3 = 3 K N 0 + Fe(N0 ) + 6HCN
3
6
3
3
3
Комплексные соединения разрушаются при более полном свя­
зывании комплексообразователя или лигандов в малорастворимое
соединение, произведение растворимости которого меньше констан­
ты нестойкости комплексного иона. Например:
2K[Ag(CN) ] + K S — A g S | + 4KCN
2
K
2
2
[Ag(CN) ]- = 1,4 • 10" > ПР Ag S = 6-10"
20
HCC1
2
50
2
Лабораторная работа № 13
Получение комплексных соединений и изучение их свойств
Опыт 1. Получение соединений с комплексным анионом
А. Получение комплексной соли висмута (III). В пробирку вне­
сите 1 каплю раствора нитрата висмута (III) и 1 каплю раствора
иодида калия. Отметьте образование осадка. Затем добавьте нес­
колько капель раствора иодида калия до растворения осадка.
86
Напишите уравнения реакции получения иодида висмута (III) и
образования комплексной соли (координационное число Вг равно 4).
Дайте название комплексной соли, определите заряд комплексного
иона.
Б. Получение комплексной соли ртути (II). В две пробирки
внесите по 2-3 капли раствора нитрата ртути (II). В одну пробирку
добавьте 1 каплю иодида калия. Отметьте образование осадка, ука­
жите его цвет. Затем внесите несколько капель раствора иодида калия
до растворения осадка и образования комплексной соли (коор­
динационное число Hg" равно 4).
Напишите уравнение реакций получения иодида ртути (II) и
образования комплексной соли при действии избытка KI на осадок.
Дайте название комплексной соли.
Для обнаружения ионов ртути Hg" в пробирку с нитратом
ртути (II) и в пробирку с полученной комплексной солью внесите по
2-3 капли 2 М раствора гидроксида натрия. Объясните, почему в
одной пробирке образовался осадок оксида ртути (II), а в другой
никаких изменений не произошло.
Напишите уравнение реакции, протекающей в одной из
пробирок. Напишите уравнения диссоциации нитрата ртути и комп­
лексной соли. В растворе какой соли не обнаружены ионы Hg ?
+
2+
Опыт Z Получение соединений с комплексным катионом
А. Получение комплексной соли меди (II). В пробирку внесите
2-3 капли раствора сульфата меди (II) и прибавьте 1-2 капли 2 М
раствора гидроксида аммония. Наблюдайте выпадение осадка основ­
ной соли (CuOH) S0 . Отметьте цвет осадка и напишите уравнение
реакции.
К полученному осадку добавьте избыток 2 М раствора гидрок­
сида аммония до его полного растворения. Напишите уравнение
реакции, учитывая, что образуется два комплексных соединения
(координационное число С и равно 4).
Внешнесферными анионами в одном соединении являются
сульфат-ионы, в другом - гидроксид-ионы. Определите заряд комп­
лексного иона. Дайте название комплексным соединениям.
2
4
2+
87
Б. Получение комплексной соли серебра (I). К 1-2 каплям
раствора нитрата серебра добавьте 1-2 капли раствора хлорида
натрия. К полученному осадку добавьте 2 М раствор гидроксида
аммония до полного растворения осадка вследствие образования
комплексной соли серебра (I) (координационное число A g равно 2).
Напишите уравнения протекающих реакций. Дайте названия комп­
лексной соли.
В пробирку с полученной комплексной солью серебра (I) по
каплям добавьте 2 М раствор азотной кислоты. Напишите уравнение
реакции и объясните образование осадка при прибавлении H N 0 .
+
3
Опыт 3. Соединения с комплексным катионом и анионом
В пробирку внесите 2 капли раствора K [Fe(CN) ] и прибавьте
4 капли раствора нитрата никеля (II). К осадку, образовавшемуся в
результате обменной реакции внешнесферных катионов, добавьте
несколько капель концентрированного раствора гидроксида аммония
до образования бледно-лиловых кристаллов комплексной соли.
Комплексообразователем катион ной части комплекса вновь
полученной комплексной соли являются ионы N i (координационное
число N i равно 4), лигандами - нейтральные молекулы N H ; комплексообразователем анионной части - ионы Fe" (координационное
4
6
2 +
2 +
3
2_|_
число Fe равно 6), лигандами - ионы C N .
Напишите уравнения протекающих реакций. Дайте названия
комплексным соединениям. Определите заряд комплексных ионов.
Опыт 4. Различие между двойными и комплексными солями
В три пробирки внесите по 3 капли раствора двойной соли
сульфата аммония-железа (III) NH Fe(S0 )2. В четвертую пробирку
внесите 3 капли раствора комплексной соли K [Fe(CN) ].
Для обнаружения в растворе ионов Fe , N H и S0 " в первую
пробирку добавьте 2 капли раствора роданида калия KSCN, во
вторую - 2 капли раствора хлорида бария, в третью - 3 капли раст­
вора гидроксида натрия (содержимое этой пробирки нагрейте до
4
4
3
6
4
88
4
появления запаха аммиака), в четвертую - 2 капли роданида калия
K S C N . Во всех ли пробирках происходит реакция?
Объясните появление кроваво-красного окрашивания раствора в
первой пробирке и отсутствие окрашивания в четвертой пробирке.
Напишите уравнения диссоциации двойной и комплексной солей,
молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций, с помощью
которых обнаруживались ионы Fe , N H и S 0 " в растворе.
Напишите выражение константы нестойкости комплексного ио­
на [Fe(CN) ] ~, выпишите из таблицы (прил. 5) ее численное значение
и сделайте вывод об устойчивости этого иона в растворе.
3+
+
2
4
4
3
6
Опыт 5. Гидратная изомерия комплексных соединений
кобальта (11)
В одну пробирку внесите 5-7 капель дистиллированной воды, а
в другую (обязательно сухую) пробирку столько же этилового
спирта. Добавьте в обе пробирки небольшое количество кристаллов
СоС1 -6Н 0 и перемешайте содержимое пробирок стеклянной
палочкой.
2
2
Отметьте различие окраски водного (розово-красный) и спир­
тового (сине-фиолетовый) растворов. Изменение окраски обуслов­
лено изменением характера координации молекул Н 0 и ионов СГ
2
вокруг атома кобальта (11). Так как спирт обладает дегидратирующим
действием, то происходит дегидратация комплексных ионов и замена
молекул Н 0 другими лигандами - СГ-ионами:
2
[Со(Н 0) ]С1 <
2
6
2
С 2 Н
о н
но
> [Со(Н 0) С1 ]-2Н 0
2
4
2
2
2
Дайте название комплексным соединениям.
К спиртовому раствору соли кобальта добавьте 1-2
капли
дистиллированной воды. Куда смещается при этом химическое рав­
новесие приведенной выше реакции? Происходит ли изменение ок­
раски раствора? Какой вид изомерии комплексных соединений на­
зывается гидратной изомерией?
89
Опыт 6. Хлоридные комплексы и аквакомплексы меди (II)
В две пробирки внесите небольшое количество кристаллов хло­
рида меди (II). Добавьте в одну пробирку дистиллированную воду, а
в другую - концентрированную хлороводородную кислоту (мини­
мальные объемы) до полного растворения кристаллов.
Отметьте цвета образовавшихся растворов комплексных соеди­
нений. Напишите уравнения реакций образования аквакомплекса и
хлоридного комплекса меди (II) (координационное число Си равно 4),
назовите эти соединения.
В пробирку с ацидокомплексом, полученным добавлением хло­
роводородной кислоты, прибавьте по каплям воды до изменения
окраски раствора. Сравните цвет полученного раствора с цветом
раствора в первой пробирке. Напишите уравнение реакции перехода
хлоридного комплекса в аквакомплекс меди (II). Какой ион обуслав­
ливает цвет водных растворов солей меди (II)?
2+
Опыт 7. Влияние концентрации растворов на комплексообразование
К 1 капле раствора нитрата серебра (I) добавьте 2 капли раст­
вора иодида калия. Отметьте цвет образовавшегося осадка. Напишите
уравнение протекающей реакции.
Добавьте в пробирку с осадком избыток насыщенного раствора
иодида калия до полного растворения осадка вследствие образования
+
комплексной соли серебра (I) (координационное число A g равно 2).
Дайте название полученной комплексной соли серебра.
К раствору по каплям добавьте воды до образования вновь ио­
дида серебра (I). Сделайте вывод о влиянии разбавления раствора на
комплексообразование.
Опыт 8. Сравнение прочности комплексных ионов
В две пробирки внесите по 1 капле раствора нитрата серебра и
по 2 капли раствора хлорида натрия. Напишите уравнение реакции
получения хлорида серебра (I). Отметьте образование осадка.
90
В первую пробирку добавьте концентрированный раствор гид­
роксида аммония, во вторую - раствор тиосульфата натрия N a S 0
до полного растворения осадков вследствие образования комплекс­
ных солей. Напишите уравнения протекающих реакций, учитывая,
что в первом случае лигандами будут нейтральные молекулы амми­
ака, а во втором - тиосульфат-ионы S 0-f~ (координационное число
A g равно 2). Дайте названия полученным комплексным солям се­
ребра.
В обе пробирки добавьте по 2 капли раствора бромида калия и
слегка встряхните их. Из какого раствора выпадает осадок бромида
серебра?
Напишите выражения констант нестойкости комплексов
[Ag(NH ) ] и [ A g ( S 0 ) ] и выпишите из таблиц (прил. 7) их чис­
ловые значения. Сделайте вывод об устойчивости этих комплексных
ионов.
2
2
3
2
+
+
3
v
2
2
3
2
=
п
Учитывая, что произведение растворимости ПРд^г
6-10" ,
объясните, почему осадок AgBr выпадает только в одной пробирке.
Напишите уравнение реакции разрушения комплексной соли и
образования осадка AgBr.
Опыт 9. Окислительно-восстановительные реакции с участием
комплексных соединений
В пробирку внесите 2 капли раствора перманганата калия
КМПО4, 1-2 капли 1 М раствора серной кислоты (для подкисления) и
раствора K [Fe(CN) ] до исчезновения окраски перманганата калия.
Докажите образование комплексного соединения железа (111),
добавив в полученный раствор 2-3 капли свежеприготовленного
раствора сульфата железа (II) до образования осадка турнбулевой сини
Fe [Fe(CN) ] .
Напишите уравнение окислительно-восстановительной реакции,
решите его методом электронного баланса. Составьте уравнение ка­
чественной реакции на комплексный ион [Fe(CN) ] '~. Дайте названия
комплексным соединениям. Сделайте вывод о роли комплексного
соединения в данной окислительно-восстановительной реакции.
4
3
6
6
2
:
6
91
Глава 8. tf-ЭЛЕМЕНТЫ I ГРУППЫ ПЕРИОДИЧЕСКОЙ
СИСТЕМЫ Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА. ЭЛЕМЕНТЫ
ПОДГРУППЫ МЕДИ
Медь Си, серебро Ag, золото Аи - предпоследние ^/-элементы в
каждом периоде - имеют электронную формулу (n-\)d ns\ Как
правило, ^-элементы имеют 2 электрона на внешнем уровне. У ато­
мов этих элементов наблюдается так называемый «провал» элект­
рона. Переход одного электрона на ^/-подуровень приводит к ста­
билизации подуровня. Поэтому в зависимости от степени возбуж­
дения атомы могут отдавать для образования связи от 1 до 3 элек­
тронов, проявляя степени окисления +1, +2, +3. Однако имеются и
различия: для меди наиболее устойчивы степени окисления +1, +2;
для серебра +1; для золота +3. Характерные координационные числа:
2, 4, 6.
[0
Медь, серебро, золото - мягкие блестящие металлы, очень
пластичны, обладают высокими теплопроводностью и электрической
проводимостью. Химически малоактивны, в электрохимическом ряду
напряжений стоят после водорода, что свидетельствует о их слабой
восстановительной способности.
С кислородом реагирует только медь, серебро и золото не
окисляются даже при нагревании. При высоких температурах медь и
серебро реагируют с серой, хлором. Вследствие окисления на воздухе
медь покрывается зелено-серой пленкой основного карбоната:
2Cu + 0 + С 0 + Н 0 = (СиОН) С0
2
2
2
2
3
При наличии в воздухе сероводорода серебро покрывается
черным налетом Ag S:
2
4Ag + 2H S + 0 = 2Ag S + 2 Н 0
2
2
2
2
Медь, серебро и золото не растворяются в разбавленных хлоро­
водородной и серной кислотах, так как не восстанавливают водород.
Медь и серебро растворяются в азотной и концентрированной серной
кислотах:
Си + 2H S0 on,o = CuS0 + S 0 | + 2 Н 0
2
92
4(K
4
2
2
Си + 4 H N 0
3
ЗСи + 8 H N 0
(
конц)
= Cu(N0 ) + 2 N 0 t + 2 H 0
3
2
2
2
6) = 3Cu(N0 ) + 2 N O | + 4 H 0
3 С]Ж1
3
2
2
Золото растворяется в концентрированной селеновой кислоте,
насыщенной хлором хлороводородной кислоте и царской водке
(смесь концентрированных H N 0 и НС1 в соотношении 1:3):
3
Au + H N 0 + ЗНС1 = АиС1 + N 0 + 2 Н 0
3
3
2
Аи + H N 0 + 4НС1 = Н[АиСЦ] + N 0 + 2 Н 0
3
2
Медь и ее аналоги способны к комплексообразованию, благо­
даря этому растворяются в растворах цианидов в присутствии
кислорода:
4Au + 0 + 8KCN + 2 Н 0 = 4K[Au(CN) ] + 4 К 0 Н
2
2
2
Кроме того, медь в присутствии кислорода растворяется в вод­
ных растворах аммиака:
4Cu + 0 + 8NH + 2 Н 0 = 4[Cu(NH ) ]OH
2
3
2
3
2
Степень окисления +1 наиболее характерна для серебра. Гидроксиды Си и A g неустойчивы, поэтому в обменных реакциях
образуется соответствующий оксид:
+
+
2 A g N 0 + 2NaOH = A g 0 | + 2NaN0 + H 0
3
2
3
2
Соли серебра малорастворимы в воде, хорошо растворимы
A g N 0 , AgC10 , AgC10 .
Галогениды серебра (AgCl, AgBr, Agl) светочувствительные
вещества, разлагаются на свету, используются в фотоматериалах.
Растворяются в присутствии аммиака или тиосульфата натрия с
образованием комплексных соединений:
3
4
3
AgCl + 2NH OH = [Ag(NH ) ]Cl + 2 Н 0
4
3
2
2
хлорид диаминсеребра (I)
AgCl + 2 N a S 0 = Na [Ag(S 0 ) ] + NaCl
2
2
3
3
2
3
2
дишосульфатоар1ентат (i)
натрия
93
Степень окисления +2 наиболее характерна для меди. Си(ОН)
- нерастворим в воде, обладает слабыми амфотерными свойствами,
растворяется в концентрированных щелочах:
Cu(OH) + 2NaOH = Na [Cu(OH) ]
2
2
(K)
2
4
гаpaiидр'жеокупрат(TI)
(гагрия
Растворы солей меди (И) окрашены в голубой цвет из-за обра­
зования аквакомштекса [Cu(H 0) ] .
2+
2
4
2+
Соли С и часто образуют кристаллогидраты (CuS0 -5H 0,
CuCl -6H 0), которые также имеют голубую окраску, из-за присут­
ствия в них аквакомплекса:
4
2
2
2
CuS0 • 5 Н 0 — [Cu(H 0) ]S0 * Н 0
4
2
2
4
4
2
Безводные соли - бесцветны.
При взаимодействии солей меди (II) с аммиаком в растворе
образуется ярко-синий раствор аммиачного комплекса, эта реакция
может использоваться как качественная, для обнаружения меди:
2+
C u + 4NH = [Cu(NH ) ]
3
3
2+
4
Степень окисления +3 наиболее характерна для золота. Гид­
роксид золота (Ш) проявляет амфотерные свойства, растворяется в
щелочах:
АиС1 + ЗКОН = Аи(ОН) | + ЗКС1,
3
3
Аи(ОН) + КОН = К[Аи(ОН) ]
3
4
тетрагидроксоаурат (III) капия
Соединения меди, серебра и золота проявляют окислительные
свойства, так как обладают положительным значением электродного
потенциала, вследствие чего ионы этих металлов легко восстанав­
ливаются:
2CuS0 + 4KI = 2CuI| + h + 2 K S 0
4
2
4
2[Ag(NH ) ]OH + C H ( O H ) - C O H =
3
2
5
6
5
глюком
= 2 A g | + C H (OH) -COOH +
5
6
5
4 N H 3
+ H 0
2
H[AuCl ] + 3FeS0 = Auj + Fe (S0 ) + FeCl + HC1
4
94
4
2
4
3
3
Лабораторная работа № 14
Химические свойства соединений элементов подгруппы
меди
Опыт 1. Получение гидроксида меди (II) и исследование
его свойств
В пять пробирок внесите по 2-3 капли раствора сульфата меди (II)
и по 2 капли 2 М раствора гидроксида натрия. Встряхните пробирки,
отметьте цвет осадка. В первую пробирку добавьте 3-4 капли 1 М
раствора серной кислоты, во вторую пробирку - 8-10 капель 2 М
раствора гидроксида натрия, в третью - 8-10 капель концентриро­
ванного раствора гидроксида натрия, в четвертую - 4-5 капель кон­
центрированного водного раствора аммиака. Содержимое пятой про­
бирки нагрейте до изменения окраски осадка.
Напишите уравнения протекающих реакций. На основании про­
деланных опытов сделайте вывод о химических свойствах гидрок­
сида меди (II).
Опыт 2. Свойства солей меди (II)
А. Свойства кристаллогидратов
и водных растворов. В сухую
пробирку на кончике шпателя внесите небольшое количество крис­
таллогидрата сульфата меди (II) C u S 0 - 5 H 0 . Нагрейте содержимое
4
2
пробирки, держа ее горизонтально над пламенем спиртовки до
исчезновения окраски кристаллов.
После охлаждения
пробирки
внесите в нее 2-3 капли воды. Отметьте изменение окраски крис­
таллов соли при нагревании и растворении обезвоженной соли в воде.
Составьте координационную формулу кристаллогидрата и на­
пишите протекающие реакции. Сделайте вывод, какой комплексный
ион обуславливает голубую окраску кристаллогидратов и водных
растворов солей меди (II).
Б. Гидролиз солей меди (11). В пробирку налейте на 1/5 объема
дистиллированной воды, добавьте микрошпателем кристаллического
хлорида меди (II). Перемешайте содержимое пробирки стеклянной
95
палочкой до полного растворения соли и нанесите раствор палочкой
на полоску универсальной индикаторной бумаги. По значению рН
определите характер среды в растворе.
Напишите уравнение реакции гидролиза соли в молекулярной и
ионно-молекулярной формах, учитывая, что гидролиз протекает
преимущественно по первой ступени. Сделайте вывод о причинах
гидролиза солей меди (II), образованных сильными кислотами.
Объясните, как протекает гидролиз, и опишите характер среды в
растворах таких солей.
В. Образование гидроксокарбоната меди (11). Внесите в пробир­
ку 3 капли раствора сульфата меди (II) и добавьте по каплям раствор
карбоната натрия до образования осадка гидроксокарбоната меди (ТТ).
Отметьте цвет осадка. Напишите уравнение реакции. Учитывая
реакцию гидролиза, сделайте вывод об образовании гидроксо­
карбоната меди (ТТ) в присутствии воды.
Налет гидроксокарбоната меди (ТТ) часто образуется на поверх­
ности медных изделий в присутствии воды, кислорода и углекислого
газа. Напишите уравнение реакции.
Опыт 3. Окислительные свойства соединений меди (II)
В пробирку внесите 6 капель сульфата меди (II) и добавьте
4 капли раствора иодида калия. Отметьте цвет образующегося осадка
иодида меди (I). После отстаивания осадка раствор перенесите
длинной пипеткой в чистую пробирку, добавьте 5-8 капель воды (для
разбавления) и 1 каплю раствора крахмала. Образование какого ве­
щества доказывает изменение окраски раствора?
Составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции
и решите его, используя метод электронного баланса. Сделайте вы­
вод, какую функцию выполняют в окислительно-восстановительных
реакциях катионы меди (ТТ) и почему.
Опыт 4. Получение и свойства аммиакатов меди (ТТ)
В пробирку внесите 4 капли раствора сульфата меди (ТТ) и
1 каплю 1 М раствора гидроксида аммония. Отметьте цвет осадка
96
гидроксосульфата меди (II). К содержимому пробирки прибавьте по
каплям (при встряхивании) избыток 1 М раствора N H O H до полного
растворения осадка. Отметьте цвета полученных растворов аммиака­
тов меди (II) [Cu(NH ) ]S0 n [Cu(NH ) ](OH) . Содержимое пробирки
нагрейте до изменения окраски.
Напишите уравнения реакций образования и термического раз­
ложения комплексных соединений. Укажите названия полученных
комплексного соединения, ион-комплексообразователь, лиганды, ко­
ординационное число. Опишите отношение аммиакатов к нагреванию.
4
3
4
4
3
4
2
Опыт 5. Обнаружение меди в сплаве (опыт проводится под
тягой)
В пробирку внесите кусочек сплава меди и 5-6 капель концент­
рированной азотной кислоты. После прекращения выделения газа
раствор перелейте в чистую пробирку и добавьте по каплям концент­
рированный водный раствор аммиака до изменения окраски раствора.
Характерное ярко-синее окрашивание указывает на образование иона
[Cu(NH ) ] (см. опыт 4) и, следовательно, на наличие меди в иссле­
дуемом сплаве.
Составьте уравнения окислительно-восстановительной реакции
растворения меди в концентрированной азотной кислоте и реакции
образования комплексного соединения. В выводе приведите примеры
сплавов, в состав которых входит медь.
2+
3
4
Опыт 6. Получение и свойства хлорида серебра
В две пробирки внесите по 3 капли раствора нитрата серебра и
по 1 капле раствора хлорида натрия. Отметьте цвет осадка. В первую
пробирку добавьте по каплям 2 М раствор аммиака, а во вторую раствор тиосульфата натрия до полного растворения осадка в обеих
пробирках.
Напишите уравнения реакций получения хлорида серебра и его
растворения, вследствие образования комплексных соединений. Ука­
жите названия полученных комплексных соединений, ион-комплексооразователь, лиганды, координационное число.
97
Опыт 7. Получение и свойства гидроксида и оксида серебра (I)
В пробирку внесите 3 капли раствора нитрата серебра и 3 капли
2 М раствора гидроксида натрия. Отметьте цвет полученного осадка.
К содержимому пробирки добавьте по каплям при постоянном
встряхивании 2 М раствор аммиака до полного растворения осадка и
образования комплексного соединения гидроксида диаминсеребра (I).
Полученный раствор оставьте для следующего опыта.
Напишите уравнения реакций получения оксида серебра (I) и
его растворения с образованием комплексного соединения. Сделайте
вывод об устойчивости гидроксида серебра (I) и образовании оксида
серебра (I) в обменных реакциях.
Опыт 8. Окислительные свойства соединений серебра
К полученному в предыдущем опыте раствору гидроксида диа­
минсеребра (Т) прибавьте такой же объем раствора глюкозы и пос­
тавьте пробирку в стакан с водой, нагретой до температуры 60-70 °С.
Через 8-10 минут наблюдайте происходящие изменения. Объясните
образование блестящей зеркальной поверхности на стенках пробирки.
Составьте уравнение протекающей окислительно-восстанови­
тельной реакции. В выводе отметьте, какие функции выполняют в
реакции соединения серебра и глюкоза. Чем можно объяснить окис­
лительные свойства соединений серебра?
Глава 9. ^-ЭЛЕМЕНТЫ II ГРУППЫ ПЕРИОДИЧЕСКОЙ
СИСТЕМЫ Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА. ЭЛЕМЕНТЫ
ПОДГРУППЫ ЦИНКА
В состав этой подгруппы входят цинк Zn, кадмий Cd и ртуть
Hg. Каждый из них в своем периоде является последним d-эж10
2
ментом. Электронная формула имеет вид ( и - l K V . У элементов
завершен ^-подуровень предпоследнего уровня, поэтому они прояв98
ляют постоянную степень окисления +2. Цинк, кадмий и ртуть
имеют более высокое значение энергии ионизации, чем металлы
главной подгруппы, так как ^-подуровень у цинка и кадмия пере­
крывает электроны внешнего уровня, а у ртути - дополнительно вли­
яет и ^подуровень. Их металлические свойства выражены слабее, чем
у элементов главной подгруппы. Так же уменьшается активность
металлов по подгруппе сверху вниз.
Высокая устойчивость электронной пары ртути бУобуславливает ее существенное отличие от цинка и кадмия: большинство
соединений ртути малоустойчивы; для ртути характерны производ­
ные кластерного радикала HgJ
2+
(-Hg-Hg-) , т.е. условно степень
окисления +1.
Ионы элементов этой подгруппы Э проявляют ярко выражен­
ную тенденцию к комплексообразованию, координационное число 4(6).
2+
В виде простых веществ цинк, кадмий и ртуть - металлы сереб­
ристо-белого цвета, цинк - с синеватым оттенком. Обладают низкими
температурами плавления, особенно ртуть. При обычных температу­
рах ртуть - жидкий металл (t = 36,9 °С). Кадмий - ковкий, пластич­
ный, цинк - хрупкий металл. Легко образуют сплавы друг с другом и
другими металлами. Особое место занимают сплавы ртути - амаль­
гамы, они могут быть жидкими или тестообразными. Амальгамы
некоторых металлов можно получать простым перемешиванием рту­
ти с металлом. Не образует амальгаму железо. (Образование амаль­
гамы с золотом - один из способов его извлечения.) Ртуть, кадмий, а
также их соединения токсичны.
В ряду стандартных электродных потенциалов цинк и кадмий
стоят до водорода, а ртуть - после.
В воде не растворяются, так как на воздухе покрываются оксид­
ной пленкой.
При нагревании цинк и его аналоги взаимодействуют с актив­
ными неметаллами. Ртуть реагирует с серой и йодом даже при
обычных температурах.
m
99
Цинк и кадмий растворяются в разбавленных НС1 и H S 0 с
2
4
выделением водорода:
Zn + 2НС1 (pa*) = Z n C l + Н |
2
2
Азотная кислота и концентрированная серная растворяют все
три металла. Цинк, в зависимости от разбавления H N 0 , восстанав­
3
ливает ее до N 0 , N или N H N 0 :
2
2
4Zn +
4
3
4Zn(N0 ) + N 0 | + 5 H 0
1 O H N O 3 копп) =
3
(
2
2
2
= 4 Z n ( N 0 ) + NH4NO3+ 3 H 0
4 Z n + 1OHNO3
3
4Zn + 5 H S 0
2
4(KOHU)
2
2
= 4ZnS0 + H S | + 4 H 0
4
2
2
Ртуть растворяется только в кислотах, являющихся сильными
окислителями за счет своих анионов (HNO3
(кш,^ H N O 3 ф б),
а 1
H S0
2
4
(ко, )).
Щ
При этом могут получиться производные как Hg (II), так и Hg (I):
Hg + 4 H N 0
6Hg
№ б ы т о к )
3
( К
Hg(N0 ) + 2 N 0 + 2 Н 0
онц)=
3
2
2
2
+ 8 H N O 3 ,6)= 3Hg2(N0 ) + 2NO + 4 H 0
cpi4
3
2
2
При нагревании цинк растворяется в щелочах:
Zn + 2NaOH + 2 Н 0
Na [Zn(0H) ] + Н |
2
2
4
2
2
Zn + 2 ОН" + 2 Н 0 - • [Zn(OH) ] ~ + Н |
2
4
2
Гидроксид цинка проявляет амфотерные свойства:
+
Zn(OH) + 2 Н + 2 Н 0
2
[Zn(H 0) ]
2
2
2+
4
2
Zn(OH) + 20ГГ - • [Zn(OH) ] "
2
4
Амфотерные свойства гидроксида кадмия выражены очень слабо.
Гидроксокадматы
образуются
при длительном
кипячении
взвеси
Cd(OH) в концентрированных щелочах (K4[Cd(0H) ], Ba [Cd(OH) ]),
2
6
2
6
они неустойчивы и при разбавлении раствора разрушаются.
Гидроксиды цинка и кадмия растворяются в N H O H или солях
4
аммония с образованием аминокомплексов:
Cd(OH) + 4 N H O H = [Cd(NH ) ](OH) + 4 Н 0
2
4
3
4
2
2
Zn(OH) + 4 N H O H = [Zn(NH ) ](OH) + 4 H 0
2
100
4
3
4
2
2
Гидроксид ртути неустойчив, в обменных реакциях образуются
соответствующие оксиды ртути (11,1):
Hg(N0 ) + 2NaOH = HgOj + 2NaN0 + H 0
3
2
3
2
ЖСЛТЫЙ
Hg (N0 ) + 2NaOH = H g 0 | + 2NaN0 + H 0
2
3
2
2
3
2
черный
Растворимые в воде соли цинка, кадмия, ртути и сильных
кислот подвергаются гидролизу, при этом в растворах создается кис­
лая среда:
ZnCl + Н 0 = ZnOHCl + НС1
2
Zn
2+
2
+
+ Н 0 = ZnOH + Н
+
2
Сульфиды ZnS, CdS, HgS получают прямым синтезом или дей­
ствием H S на растворы солей. Сульфид цинка растворяется в разбав­
2
ленных кислотах с образованием соли цинка и H S. На сульфид
2
кадмия разбавленные кислоты не действуют, он растворяется только
в концентрированных кислотах. Сульфид ртути растворяется при
действии сильных окислителей, например при кипячении с царской
водкой или в растворах основных сульфидов:
3HgS + 8 H N 0 + 6НС1 = 3HgCl + ЗН S 0 + 8NO + 4 Н 0
3
2
2
4
2
HgS + K S = K [ H g S ]
2
2
2
Все три металла образуют комплексные соединения:
Z n S 0 + 4NH = [Zn(NH ) ]S0
4
3
3
4
4
сульфат тетраамиищшка
Аммиакаты ртути (11) образуются только при большом избытке
N H и в присутствии солей аммония:
3
HgCl + 2NH
2
Nll4C1
> Hg(NH ) Cl
3
3
2
2
В разбавленных растворах N H образуется нерастворимое в воде
3
амидное производное HgNH Cl:
2
HgCl + 2NH OH = HgNH Cl + NH C1 + 2 H 0
2
4
2
4
2
101
Аммиакаты ртути и амидные производные иногда рассмат­
риваются как продукты замещения атомов водорода в аммиаке на
атомы ртути:
2HgO + N H + Н 0 = [NHg ](OH) - 2 Н 0 |
3
2
2
2
Цинк и его аналоги образуют различного рода цинкаты, кадматы и гидраргираты, а также устойчивые комплексы с лигандами
циано- или галогенид-ионами):
Zn(OH) +2NaOH - • Na [Zn(OH) ]
2
2
4
тсфашдрсжсощшкат натрия
2KCN + Cd(CN) = K [Cd(CN) ]
2
2
4
пярациаиокадмат калия
HgI + 2KI = K [HgI ]
2
2
4
т е ф а и о ; (о i и драргираг
калия
В соединениях ртути - ковалентная связь, поэтому соли ртути плохие электролиты. HgCl - хлорид ртути (II), или сулема, - хорошо
растворим в воде, сильный яд. H g C l - хлорид ртути (I), или
каломель, практически нерастворим, малоядовит.
Соединения ртути (И) и ртути (I) проявляют окислительные
свойства, так как легко восстанавливаются.
Соединения ртути (I) получают при действии металлической
ртути или восстановителей на соединения ртути (II). При действии
избытка восстановителя образуется чистая ртуть:
2
2
HgCl +Hg
2
-^Hg Cl
2
2
2
2Hg(N0 ) + SnCl = H g C l | + Sn(N0 )
3
2
2
2
иоссшиоинтоль
2
белый
Hg Cl + SnCl = 2Hg + SnCl
2
2
3
2
4
ткстапоничиль
Соединения ртути H g
2+
2
диспропорционируют:
Hg Cl ^HgCI +Hg
2
2
2
2 +
Hgf ^Hg +Hg°.
102
4
Лабораторная работа № 15
Химические свойства элементов подгруппы цинка
Опыт 1. Растворение цинка в кислотах и щелочах
В три пробирки внесите по кусочку металлического цинка и
добавьте в одну пробирку 4-5 капель 1 М раствора серной кислоты, в
другую 4-5 капель концентрированного раствора серной кислоты, в
третью 4-5 капель 2 М раствора гидроксида натрия. Отметьте наб­
людения.
Напишите уравнения окислительно-восстановительных реакций,
уравняйте их на основе электронного баланса. В выводе отметьте вос­
становительные свойства цинка и укажите, какие ионы являются
окислителями в этих реакциях.
Опыт 2. Получение и свойства гидроксидов цинка и кадмия
В две пробирки внесите по 2-3 капли раствора сульфата цинка
и по 1-2 капли 2 М раствора гидроксида натрия до образования осад­
ка. В первую пробирку с осадком добавьте 6-8 капель 2 М раствора
хлороводородной кислоты, во вторую 6-8 капель 2 М раствора гид­
роксида натрия. Отметьте происходящие изменения.
Аналогично получите в двух пробирках гидроксид кадмия, при
взаимодействии растворов нитрата кадмия и гидроксида натрия. Так
же испытайте растворимость гидроксида кадмия в 2 М растворе хло­
роводородной кислоты и 2 М растворе гидроксида натрия. Отметьте
происходящие изменения.
Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионно-молеку­
лярной форме. Сделайте вывод о свойствах гидроксидов цинка и
кадмия.
Опыт 3. Гидролиз сульфата цинка
На полоску универсальной индикаторной бумаги нанесите 1 кап­
лю раствора сульфата цинка и сравните со шкалой цветности.
Определите значение рН раствора, укажите реакцию среды.
103
Сделайте вывод о силе основания и кислоты, образующих
данную соль. Напишите уравнение реакции гидролиза в молекуляр­
ной и ионно-молекулярной форме.
Опыт 4. Получение сульфидов цинка и кадмия и их свойства
Внесите в одну пробирку 3-4 капли раствора сульфата цинка, в
другую - 3-4 капли раствора нитрата кадмия и добавьте в каждую
пробирку по 1 капле насыщенного раствора сульфида аммония.
Отметьте цвета осадков. Добавьте в обе пробирки по 4-5 капель 2 М
раствора хлороводородной кислоты. Какой из сульфидов растворя­
ется в кислоте?
Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионно-молеку­
лярной формах. На основании значений произведения растворимости
(прил. 6) сделайте вывод о реакционной способности полученных
сульфидов.
Опыт 5. Получение аммиакатов цинка и кадмия
Внесите в одну пробирку 2 капли раствора сульфата цинка, в
другую - 2 капли раствора нитрата кадмия и добавьте в каждую
пробирку по 2 капли 2 М раствора аммиака. К полученным осадкам
гидроксидов добавьте избыток раствора аммиака до растворения
осадка и образования аминокомплексов.
Напишите уравнения протекающих реакций. Дайте названия
комплексным соединениям.
Опыт 6. Получение оксидов ртути (все опыты с соединениями
ртути проводить под тягой)
Внесите в одну пробирку 1 каплю раствора нитрата ртути (I), а в
другую - 1 каплю раствора нитрата ртути (II) и добавьте в обе про­
бирки по 2 капли 2 М раствора гидроксида натрия. Отметьте цвета
выпавших осадков.
Напишите уравнения протекающих реакций. Сделайте вывод об
особенностях взаимодействия солей ртути со щелочью.
104
Опыт 7. Получение и свойства хлоридов ртути
А. Внесите в одну пробирку 1 каплю раствора нитрата ртути (I),
а в другую - 1 каплю раствора нитрата ртути (II) и добавьте в обе
пробирки по 1 капле раствора хлорида натрия.
На основании наблюдений сделайте вывод о растворимости в
воде хлорида ртути (II), или сулемы, и хлорида ртути (I), или кало­
мели.
Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионно-молеку­
лярной формах.
Б. В пробирку с ранее полученным раствором хлорида ртути (И)
добавьте 2-3 капли 2 М раствора аммиака. Отметьте цвет осадка
амидохлорида ртути (II) HgNH Cl.
Напишите уравнение протекающей реакции. Сделайте вывод об
особенностях аммиакатов ртути.
2
Опыт 8. Получение комплексного соединения ртути (II)
Внесите в пробирку 2 капли раствора нитрата ртути (II) и до­
бавьте 1 каплю раствора иодида калия. Отметьте цвет образовав­
шегося осадка. В эту же пробирку добавьте избыток (6-8 капель)
раствора иодида калия до растворения осадка вследствие образования
комплексной соли. Координационное число иона-комплексообразователя равно 4.
Напишите уравнения протекающих реакций в молекулярной
и ионно-молекулярной формах.
Опыт 9. Окислительно-восстановительные свойства
соединений ртути
А. В пробирку внесите 2 капли раствора нитрата ртути (II) и
добавьте 3-4 капли раствора хлорида олова (II) до образования
белого осадка. Почему осадок постепенно меняет цвет?
Напишите окислительно-восстановительные реакции образова­
ния каломели и ее восстановления до металлической ртути под дей­
ствием избытка хлорида олова (II).
105
Б. В две пробирки внесите по 2 капли раствора нитрата рту­
ти (I). В первую пробирку добавьте 2 капли концентрированного
раствора азотной кислоты, раствор прокипятите в течение 1-2 ми­
нут, охладите. Затем в обе пробирки добавьте по 2 капли насыщенного
раствора хлорида натрия с целью обнаружения иона Hg^". Отметьте
наблюдения.
Напишите уравнения протекающих реакций. Окислительно-вос­
становительные реакции уравняйте методом электронного баланса.
Сделайте вывод об окислительно-восстановительных свойствах сое­
динений ртути (II) и ртути (1).
Глава 10. ^-ЭЛЕМЕНТЫ VI ГРУППЫ ПЕРИОДИЧЕСКОЙ
СИСТЕМЫ Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА. ЭЛЕМЕНТЫ
ПОДГРУППЫ ХРОМА
К подгруппе хрома относятся хром Сг, молибден Мо, вольфрам W.
При заполнении электронных орбиталей атомов хрома и молиб­
дена наблюдается отклонение от общих правил, более устойчивыми
оказываются наполовину заполненные d-орбитали предвнешнего уров­
ня. Электронная формула атомов хрома и молибдена - {п—\) cfns\ а
вольфрама - (п-\ )ctns .
Характерные степени окисления хрома: +3 и в меньшей мере +6.
Для молибдена и вольфрама, как и для других Ad- и 5<^-элементов
наиболее характерна высшая степень окисления +6.
В виде простых веществ хром, молибден и вольфрам - серо­
вато-белые блестящие металлы. Обладают высокой твердостью и
тугоплавкостью. Температура плавления повышается в ряду Cr^-W.
Вольфрам - самый тугоплавкий металл, хром - самый твердый.
Хром, молибден и вольфрам в ряду напряжений стоят перед
водородом. В воде они не растворяются, так как имеют на поверх­
ности прочную оксидную пленку. При нагревании взаимодействуют
с кислородом, галогенами, фосфором и углеродом.
2
106
В обычных условиях пассивируются концентрированными
H N 0 и H S 0 . Хром растворяется в разбавленных хлороводородной
и серной кислотах:
3
2
4
Cr + 2НС1 —> СгС1 + Н |
2
2
2Сг + 6НС1 — 2СгСЬ + З Н |
Хром, молибден и вольфрам в присутствии окислителей реаги­
руют с расплавами щелочей или карбонатов с образованием соответс­
твующих хроматов, молибдатов и вольфраматов:
2
2Cr + 2Na C0 + 3 0
2
3
2
Mo + 3NaN0 + 2NaOH
—
2Na Cr0 + 2 С 0
2
4
2
N a M o 0 + 3NaN0 + H 0
3
2
4
2
2
2+
2+
Соединения со степенью окисления +2 - соли Cr , Мо , W
2 +
- получают действием кислот на металлы без доступа воздуха (СгС1 ,
2
CrS0 ).
4
При действии щелочей на растворы солей хрома также без
доступа воздуха образуется гидроксид хрома (II) Сг(ОН) , который
2
проявляет только основные свойства:
1
Сг(ОН) + 2 Н +4H 0 = [Cr(H 0) ]
2
2+
2
2+
Соединения Cr , М о , W
2 +
2
2t
G
- сильные восстановители. Их соли
в растворе легко окисляются кислородом воздуха:
4СгС1 + 0 + 4НС1 = 4СгС1 + 2 Н 0
2
2
3
2
В отсутствии кислорода могут разлагать воду:
2СгС1 + 2 Н 0 = 2СЮНС1 + Н |
2
2
2
2
Соединения со степенью окисления +3 наиболее характерны
+
для хрома. Большинство соединений Сг* интенсивно окрашены.
С г 0 - оксид хрома (III) - темно-зеленый порошок, нераство­
2
3
рим в воде, тугоплавок, химически инертен. С г 0 можно получить
2
3
при сжигании тонкоизмельченного хрома или разложением некото­
рых солей.
107
4Cr + 3 0
(NH ) Cr 0
4
2
2
7
-^2Cr 0
2
2
—
3
N + Cr 0 + 4H 0
2
2
3
2
4HgCr0 = 4Hg + 2 C r 0 + 5 0 t
4
2
3
2
C r 0 проявляет амфотерные свойства при сплавлении с кисло­
2
3
тами и щелочами или в высоко дисперсном состоянии:
Сг 0 + Na C0
2
3
2
с
""""""" > 2NaCr0 + С 0 |
3
2
2
хромит ш п р и я
+
Сг 0 + 6Н + 9Н 0
2
3
2[Сг(Н 0) ]
2
2
Сг 0з + 6 0 Н + З Н 0
2
3+
6
2[Сг(ОН) ]
2
3_
6
Гидроксид хрома (III) Сг(ОН) осаждается из растворов при
взаимодействии солей хрома (III) и щелочей:
3
3+
Сг +ЗОН
=Cr(OH) J,
3
Сг(ОН) - серо-голубой аморфный осадок, проявляет амфотер­
ные свойства. Свежеполученный Сг(ОН) хорошо растворяется в кис­
лотах и щелочах:
3
3
Сг(ОН) + ЗН + З Н 0 = [Сг(Н 0) ]
3
2
2
3+
6
3
Сг(ОН) + ЗОН - = [Сг(ОН) ] "
Ион Сг образует комплексные соединения с координационным
числом 6.
3
6
Водные растворы солей хрома (III) окрашены в сине-фиоле­
товый цвет из-за образования аквакомплекса [Сг(Н 0) ] . В зави­
симости от условий (температура, концентрация, рН) состав катионных аквакомплексов изменяется, что сопровождается изменением
их окраски от фиолетовой до зеленой. Изомерия, обусловленная не­
одинаковым распределением молекул воды и внешнесферных ионов
между внутренней и внешней сферами комплексных соединений,
называется гидратной или акваизомерией:
3+
2
[Сг(Н 0) ] С1
2
6
хлорид
тсксааквахрома (III)
108
3
[Сг(Н 0) С1] С1 • Н 0
2
5
2
хлорид
хлоропонтааквахрома (Ш)
2
б
[Сг(Н 0) С1 ] С1 • 2 Н 0
2
4
2
хлорид
дихлоротетрааквахрома (III)
2
3_
Производные анионных комплексов [Сг(ОН) ] окрашены в
изумрудно-зеленый цвет. Они устойчивы в кристаллическом состоя­
нии в растворах, имеющих щелочную среду.
Соли хрома (III) подвергаются гидролизу, при этом растворы
солей сильных кислот имеют кислый характер среды:
Сг +Н 0 = СЮН +Н
б
3 +
2+
+
2
Соли слабых кислот подвергаются полному гидролизу и в раст­
ворах не существуют:
Cr (S0 ) + 3Na C0 + 3 H 0 = 2Cr(OH) | + З С 0 | + 3Na S0
2
4
3
2
3
3+
2Cr +3C0
2
2
3
2
2
4
+3H 0 = 2 C r ( O H ) ^ + 3 C 0 Т
;
2
2
Соединения со степенью окисления +6 - оксиды СЮ , М о 0 ,
W 0 - кристаллические вещества. Их термическая устойчивость
увеличивается в ряду СЮ - W 0 : СЮ при нагревании разлагается,
выделяя кислород, М о 0 и W 0 плавятся без разложения.
СЮ , в отличие от М о 0 и W 0 , растворяется в воде, образуя
хромовую кислоту:
3
3
3
3
3
3
3
3
3
3
3
СгОз + Н 0 = Н С г 0
2
2
4
Кислотная природа М о 0 и W 0 проявляется при растворении в
щелочах:
3
3
2КОН + МоОз = К М о 0 + Н 0
2
4
2
Хромовая кислота - сильная существует в растворах, в свобод­
ном состоянии не выделена. При действии концентрированной сер­
ной кислоты на хроматы образуется оксид хрома (VI):
К С Ю + H S 0 = K S 0 + СгОз + Н 0
2
4
2
4
2
4
2
Оксоанионы молибдена (VI) и вольфрама (VI) образуют много­
численные полимерные производные сложного состава и строения.
Способность к полимеризации иона С Ю
выражена слабее, извест­
ны: К Сг 0т - дихромат, К СгзОю - трихромат, К С г 0 в - тетрахромат. Все они содержат анионы, в которых атомы хрома связаны
друг с другом атомом кислорода. Полимеризации способствует кис4
2
2
2
2
4
109
лая среда. При добавлении кислоты к желтому раствору хромата
окраска меняется на оранжевую за счет образования дихромата:
2K Cr0 + H S0 = K 2 S O 4 + K Cr 0 + Н 0
2
4
2
4
2
желтый
2
7
2
орапжетлй
При подщелачивании раствора дихромата снова образуется хро­
мат:
+ 2КОН = 2 К С г 0 + Н 0
К2СГ2О7
2
ораижииый
4
2
желтый
Взаимные переходы хромата и дихромата можно выразить урав­
нением обратимой реакции:
+
2СгО' + 2 Н ^ С г 0 ?
4
2
7
+Н 0
2
Соединения хрома (VI) - сильные окислители, переходят в окис­
лительно-восстановительных процессах в производные хрома (III):
В нейтральной среде образуется Сг(ОН) :
3
К С г 0 + 3(NH ) S + Н 0 = 2Сг(ОН) + 3S + 6NH3 + 2КОН
2
2
7
4
2
2
3
3 1
в кислой среде - производные катионного комплекса [Сп^НгО^,] " ":
К С г 0 + 3Na S0 + 4 H S 0 = Cr (S0 ) + 3Na S0 + K S 0 + 4 H 0
2
2
7
2
3
2
4
2
4
3
2
4
2
4
2
:!
в щелочной среде - производные анионного комплекса [Сг(ОН) ] ":
б
2 К С Ю + 3(NH4) S + 2КОН + 2 Н 0 = 2K [Cr(OH) ] + 3S + 6NH
2
4
2
2
3
6
3
Лабораторная работа № 16
Химические свойства соединений хрома
Опыт 1. Получение и свойства гидроксида хрома (III)
Получите в двух пробирках гидроксид хрома (III), действуя на
раствор его соли 2 М раствором щелочи. Отметьте цвет полученного
осадка. Затем в одну пробирку с осадком добавьте 1 М раствор сер­
ной кислоты, а в другую - избыток 2 М раствора гидроксида натрия.
Отметьте цвета растворов. Пробирку с полученным раствором хро­
мита сохраните для опыта 2.
по
Напишите уравнения протекающих реакций в молекулярной и
ионно-молекулярной формах. Сделайте вывод о свойствах гидрокси­
да хрома (III).
Опыт 2. Окисление соединений хрома (III) в щелочной среде
К полученному в предыдущем опыте раствору хромита добавь­
те 5-6 капель бромной воды. Нагрейте содержимое пробирки до
перехода зеленой окраски раствора в желтую, что указывает на обра­
зование хромата.
Напишите уравнение окислительно-восстановительной реакции,
уравняйте его методом электронного баланса. Какой продукт обра­
зуется при окислении соединений хрома (III) в щелочной среде?
Укажите степень окисления хрома в полученном соединении.
Опыт 3. Получение оксида хрома (III)
В маленький тигелек поместите кристаллический дихромат
аммония и нагрейте на пламени спиртовки до начала реакции. Затем
нагревание прекратите. Отметьте самораскаливание массы, выделе­
ние газа и изменение окраски.
Напишите уравнение реакции. К какому типу окислительновосстановительных реакций она относится?
Опыт 4. Гидролиз солей хрома (111)
А. Растворите небольшое количество хлорида хрома (III) в дис­
тиллированной воде. Определите приближенное значение рН раст­
вора с помощью универсальной индикаторной бумаги. Напишите
уравнение реакции гидролиза в молекулярной и ионно-молекулярной
формах. Сделайте вывод о реакции среды.
Б. В две пробирки внесите по 2-3 капли раствора соли хрома (III).
Затем прибавьте по каплям в одну пробирку раствор карбоната
натрия, в другую - сульфида аммония до образования осадка в обеих
пробирках. Отметьте цвет осадка и образование газа.
Напишите уравнения протекающих реакций в молекулярной и
ионно-молекулярной формах. Сделайте вывод о протекании процесса
гидролиза солей хрома (III) в присутствии карбонат- и сульфид-ионов.
Опыт 5. Получение аквакомплексов хрома (III)
В две пробирки внесите по 5-6 капель воды и растворите в ней
по несколько кристалликов хлорида хрома (111). Одну пробирку
с раствором нагрейте до изменения окраски. Отметьте цвета раство­
ров в пробирках. Чем объясняется изменение цвета раствора при
нагревании?
Напишите координационные формулы комплексных соедине­
ний и уравнения их диссоциации. Дайте названия комплексным сое­
динениям. Сделайте вывод о способности катиона Сг
3+
образовывать
комплексные соединения, укажите координационное число.
Опыт 6. Соединения хрома (VI): хроматы и дихроматы
К 3-4 каплям раствора дихромата калия добавьте по каплям 2 М
раствор щелочи. Отметьте изменение окраски. Затем в эту же пробир­
ку добавьте по каплям 1 М раствор серной кислоты до получения
первоначальной окраски раствора.
Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионно-молеку­
лярной формах. Покажите смещение равновесия в кислой и щелоч­
ной средах. Сделайте вывод о влиянии характера среды на образо­
вание хромата и дихромата.
2
Опыт 7. Качественное определение иона СЮ ~ в растворе
4
В три пробирки внесите по 5-6 капель хромата калия, затем в
первую пробирку добавьте 3-4 капли раствора хлорида бария, во
вторую - 3-4 капли раствора нитрата серебра, в третью - 3-4 капли
раствора нитрата свинца. Отметьте цвета образовавшихся осадков.
Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионно-молеку­
лярной формах.
112
Опыт 8. Окислительные свойства соединений хрома (VI)
A. В пробирку внесите 3-4 капли раствора дихромата калия,
2 -3 капли 1 М раствора серной кислоты для подкисления и Ъ-Л капли
свежеприготовленного раствора сульфита натрия. Отметьте изменение
цвета раствора.
Напишите уравнение окислительно-восстановительной реакции,
уравняйте его методом электронного баланса.
Б. В пробирку внесите несколько кристалликов дихромата калия
прибавьте 6-8 капель концентрированной хлороводородной кислоты.
Нагрейте пробирку и наблюдайте изменение окраски раствора.
Напишите уравнение окислительно-восстановительной реакции,
уравняйте его методом электронного баланса.
B. В пробирку внесите 3-4 капли раствора хромата калия,
3-4 капли 2 М раствора гидроксида натрия для создания щелочной
среды и 3-4 капли свежеприготовленного раствора сульфита натрия.
От-метьте изменение цвета раствора.
Напишите уравнение окислительно-восстановительной реакции,
уравняйте его методом электронного баланса.
Сделайте вывод об окислительных свойствах соединений хро­
ма (VI).
Глава 11 tf-ЭЛЕМЕНТЫ VII ГРУППЫ ПЕРИОДИЧЕСКОЙ
СИСТЕМЫ Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА. ЭЛЕМЕНТЫ
ПОДГРУППЫ МАРГАНЦА
К подгруппе марганца относятся: марганец Мп, технеций Тс,
рений Re. Они являются полными электронными аналогами с кон­
фигурацией валентных электронов {n-\)ctns . Для марганца наиболее
характерны степени окисления +2, +4, +7, производные, отвечающие
степеням окисления +3, +5, +6, немногочисленны и неустойчивы. Для
2
113
технеция типичными являются степени окисления +4, +6, +7. Для рения
наиболее устойчивы производные в высшей степени окисления +7.
Простые вещества марганца и его аналогов представляют собой
серебристо-белые металлы. Они обладают высокой твердостью и ту­
гоплавкостью (рений по тугоплавкости уступает только вольфраму).
Технеций - радиоактивен, наиболее устойчивый изотоп технеция
Тс имеет период полураспада 2,6 • 10 лет.
Химическая активность простых веществ в ряду Mn-Tc-Re
снижается. В электрохимическом ряду напряжений марганец распо­
лагается до водорода, а технеций и рений - после него.
Все три металла устойчивы на воздухе, не растворяются в воде.
В компактном состоянии марганец покрывается устойчивой оксид­
ной пленкой, которая препятствует дальнейшему окислению металла.
Порошкообразный марганец легко окисляется кислородом,
серой, галогенами. Технеций и рений вступают в химическое взаимо­
действие с неметаллами при достаточно сильном нагревании.
97
6
Марганец активно взаимодействует с разбавленными серной и
хлороводородной кислотами с образованием солей марганца (II):
Mn + H S 0 ф а * ) = M n S 0 + Н |
2
4
4
2
Технеций и рений растворяются только в азотной кислоте с
образованием соответственно технециевой и рениевой кислот:
3Re + 7 H N 0 = 3HRe0 + 7NO + 2 Н 0
3
4
2
Оксид и гидроксид марганца (И) проявляют основные свойства,
растворяются в кислотах. Так как оксид марганца (И) не растворяется
в воде, его получают косвенным путем - действием щелочи на раст­
вор соли марганца (II):
M n S 0 + 2NaOH = Mn(OH) | + N a S 0
4
2
2
4
В отличие от других ^-элементов для катиона Мп" нехарак­
терно комплексообразование. Аммиакаты марганца (II) получают
только при большом избытке аммиака и в присутствии солей аммо­
ния. Они неустойчивы и при разведении раствора разрушаются.
114
M n S 0 + 6 N H + 2NH C1 = Mn[(NH ) ]Cl + ( N H ) S 0
4
3
4
3
6
2
4
2
Mn[(NH ) ]Cl + 2 H 0 = Mn(OH) | + 2NH C1 +4 N H
3
6
2
2
2
4
4
3
Производные марганца (IT) легко окисляются. Так, Мп(ОН) в
2
щелочной
среде окисляется
даже
кислородом
воздуха.
Осадок
Мп(ОН) быстро темнеет с образованием М п 0 • пН 0:
2
2
2
2Мп(ОН) |+ 0 + 2 Н 0 = 2(Мп0 • 2 Н 0 ) |
2Мп(ОН) |
2
2
2
2
2
4
белый
бурый
В сильнощелочной среде окисление сопровождается образо­
ванием манганатов (степень окисления марганца +6), в кислой среде
- перманганатов (степень окисления марганца +7):
3MnS0 +2Kcio,+12KOH^3K Mn0 +2KCl+3K S0 +6H 0
4
2
4
2
4
2
2 Mn S 0 +5 Р Ю +6 H N 0 - > 2 Н Mn 0 + 3 P b ( N 0 ) + 2 P b S 0 + 2 H 0
4
2
3
4
3
2
4
2
Оксид марганца (IV) M n 0 - черно-бурое твердое вещество. Это
наиболее устойчивое соединение марганца (широко распространено в
природе). При обычных условиях не растворяется в воде, кислотах и
щелочах. Проявляет амфотерные свойства. При сплавлении с
основными оксидами образует манганиты:
2
СаО + М п 0 = СаМпОз
2
М п 0 - сильный окислитель. При нагревании окисляет концент­
рированную хлороводородную кислоту, а при взаимодействии с
H N 0 и H S 0 разлагается с выделением кислорода:
2
3
2
4
Mn 0 +4НС1 = Мп С1 + С 1 + 2 Н 0
2
2
2
2
Мп 0 + H S 0 = Мп S 0 +62 + 2 Н 0
При взаимодействии М п 0 с сильными окислителями образу­
ются производные марганца (VI) в щелочной среде и марганца (VII) в
кислой среде:
2
2
4
4
2
2
З М п 0 + К С 1 0 +6КОН ™ " > З К М п 0 + К С 1 + З Н 0
2
3
2
4
2
115
2 M n 0 +3Pb0 +6HN0 = 2 H M n 0 +3Pb(N0 ) +2H 0
2
2
3
4
3
2
2
Манганаты - соединения марганца (VI) - образуются при окис­
лении соединений марганца (И) или Мп0 . Растворы имеют темно2
зеленую окраску, устойчивы только в сильнощелочной среде. В
нейтральной и кислой средах диспропорционируют:
ЗК Mn 0 + 2 Н 0 = 2 K M n 0 +Мп 0 + 4КОН
2
4
2
4
2
При действии сильных окислителей манганаты превращаются в
перманганаты:
2 K M n 0 + С1 = 2 K M n 0 + КС1
2
2
4
4
Устойчивость соединений в ряду Mn (VII)-Tc(V]I)-Re(VI]) повы­
шается.
Оксид марганца (VII) Мп 0~ получают действием концент­
2
7
рированной H S 0 на перманганаты:
2
4
2KMn0 + H S0 = Mn 0 + K S 0 + Н 0
4
2
4
Оксид марганца Мп 0~
2
7
2
7
2
4
2
неустойчивая темно-зеленая масля­
нистая жидкость, которая при нагревании разлагается со взрывом:
2Мп 0 = 4Мп0 + 30
2
7
2
2
Оксид технеция (VII) Т с 0 и оксид рения (VII) R e 0 - устой­
2
7
2
7
чивые кристаллические вещества желтого цвета. Их получают непос­
редственным окислением простых веществ.
Мп 0
2
Тс 0
7
2
7
и R e 0 - кислотные оксиды. Они взаимодей­
2
7
ствуют с водой с образованием марганцевой (НМп0 ), технециевой
4
(НТс0 ) и рениевой (HRe0 ) кислот.
4
4
НМп0 и HRe0
4
4
существуют только в растворах. Н Т с 0 выде­
4
лена в чистом виде, она представляет собой красное кристаллическое
вещество. В водных растворах эти кислоты являются сильными элек­
тролитами. Их соли - перманганаты, пертехнаты и перренаты - более
устойчивы, большинство солей хорошо растворимы в воде. Растворы
перманганатов имеют красно-фиолетовую окраску, растворы пертехнатов и перренатов бесцветны.
116
Соединения марганца (VII) - сильные окислители. Перманганат
калия К М п 0 - наиболее распространенная соль марганцевой кис­
лоты - широко используется в качестве окислителя.
4
В зависимости от характера среды в реакции возможны следую­
щие продукты восстановления К М п 0 :
в кислой среде:
4
+
2+
Мп0 "+ 8Н + 5ё = Мп + 4 Н 0 ;
4
2
2 К М п 0 + 5Na S0 + 8 H S 0 = 2MnS0 + 5Na S0 + K S 0 + 8H 0
4
2
3
2
4
4
2
4
2
4
2
в нейтральной среде:
M n 0 " + 2 H 0 + Ъг = М п 0 + 40Н~;
4
2
2
2 К М п 0 + 3Na S0 + Н 0 = 2 M n 0 + 3Na S0 + 2КОН
4
2
3
2
2
2
4
в щелочной среде:
2
Мп0 ~ + ё = Мп0 ~
4
4
2 K M n 0 + Na S0 + 2КОН = 2 K M n 0 + N a S 0 + Н 0
4
2
3
2
4
2
4
2
Кристаллический перманганат разлагается при нагревании, эта
реакция применяется для получения кислорода в лаборатории:
2КМп0 = К Мп0 + Мп0 + 0
4
2
4
2
2
Лабораторная работа № 17
Химические свойства марганца и его соединений
Опыт 1. Получение гидроксида марганца (II) и его свойства
В пробирке получите гидроксид марганца (II), действуя на раст­
вор сульфата марганца 2 М раствором гидроксида натрия. Отметьте
цвет полученного осадка. Разделите полученный осадок на четыре
части. В первую пробирку добавьте 5-6 капель 1 М раствора серной
кислоты, во вторую - 5-6 капель 2 М раствора гидроксида натрия, в
третью - 5-6 капель бромной воды, в четвертой пробирке суспензию
перемешайте стеклянной палочкой и оставьте стоять на воздухе. От­
метьте происходящие изменения.
117
Напишите уравнения реакций. Окислительно-восстановительные
реакции уравняйте методом электронного баланса. Сделайте вывод о
кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойствах гид­
роксида марганца (II).
Опыт 2. Гидролиз солей марганца (II)
На полоску универсальной индикаторной бумаги нанесите
каплю раствора сульфата марганца (II), определите рН раствора.
Напишите реакцию гидролиза сульфата марганца (II) в молекулярной
и ионно-молекулярной формах, укажите реакцию среды.
Опыт 3. Получение сульфида марганца (II)
В пробирку внесите 3-4 капли раствора сульфата марганца (II)
и столько же раствора сульфида натрия или аммония. Отметьте цвет
полученного осадка. Напишите уравнение реакции в молекулярной и
ионно-молекулярной формах.
Опыт 4, Получение аммиакатов марганца (II) и их свойства
В две пробирки внесите по 3 капли 2 М раствора аммиака. В
одну пробирку добавьте 3 капли дистиллированной воды, в другую столько же насыщенного раствора хлорида аммония. Затем в обе про­
бирки внесите по 3 капли раствора сульфата марганца (II). Отметьте
выпадение осадка в одной из пробирок. Объясните отсутствие осадка
в другой пробирке. В пробирку без осадка добавьте дистиллирован­
ной воды для разбавления раствора. Опишите наблюдения.
Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионно-молекулярной формах. Сделайте вывод о способности катиона Мп" образо­
вывать комплексные соединения и об устойчивости образующихся
аммиакатов.
Опыт 5. Получение оксида марганца (IV)
В пробирку внесите 3-4 капли раствора перманганата калия и
добавьте столько же раствора сульфата марганца. Отметьте исчез­
новение фиолетовой окраски раствора и образование осадка. Полу118
ченный осадок разделите на две части и испытайте действие концент­
рированной кислоты и щелочи.
Напишите уравнение окислительно-восстановительной реакции.
Сделайте вывод о растворимости оксида марганца (IV) в кислотах и
щелочах.
Опыт 6. Окислительные свойства оксида марганца (IV)
А. В сухую пробирку внесите микрошпателем небольшое коли­
чество оксида марганца (IV) и 5-8 капель концентрированной хло­
роводородной кислоты, пробирку нагрейте. Проверьте образование
газообразного хлора по почернению фильтровальной бумаги, смочен­
ной иодидом калия (бумажку держите в парах над пробиркой). От­
метьте наблюдения.
Напишите уравнение окислительно-восстановительной реакции,
уравняйте его методом электронного баланса.
Б. В пробирку внесите микрошпателем небольшое количество
оксида марганца (IV), добавьте 5-6 капель 1 М раствора серной
кислоты для подкисления и 3-4 капли раствора пероксида водорода.
Отметьте выделение газа. Напишите уравнение окислительно-восста­
новительной реакции, уравняйте его методом электронного баланса.
Сделайте вывод об окислительных свойствах оксида марганца (IV).
Опыт 7. Разложение перманганата калия при нагревании
Поместите кристаллы перманганата калия в пробирку и
закрепите ее горизонтально в штативе. Нагрейте на пламени спир­
товки до полного разложения перманганата на оксид марганца (IV),
манганат калия и кислород. После охлаждения содержимого пробир­
ки добавьте 5-6 капель воды. Наблюдайте изменение окраски раст­
вора вследствие взаимодействия манганата с водой.
Напишите уравнения окислительно-восстановительных реакций.
К каким типам окислительно-восстановительных реакций относятся
эти реакции?
119
Опыт 8. Окислительные свойства перманганата калия
в различных средах
В три пробирки внесите по 3-4 капли раствора перманганата
калия. В первую пробирку добавьте 3 капли 1 М раствора серной
кислоты, во вторую - столько же воды, в третью - 2 М раствора
гидроксида натрия. Затем в каждую пробирку прибавьте по 3-4 капли
свежеприготовленного раствора сульфита натрия. Отметьте измене­
ния, происходящие в пробирках.
Напишите уравнения окислительно-восстановительных реакций,
уравняйте их методом электронного баланса. Сделайте вывод об окис­
лительных свойствах перманганата калия и продуктах восстановле­
ния при различных характерах среды в растворе.
Глава 12. ^-ЭЛЕМЕНТЫ VIII ГРУППЫ
ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ
Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА. ЖЕЛЕЗО, КОБАЛЬТ,
НИКЕЛЬ И ИХ СОЕДИНЕНИЯ
Железо, кобальт и никель составляют первую триаду VTII В
группы 4-го периода и образуют семейство железа. Структуры элект­
ронной оболочки этих элементов:
2
Fe
4s 3cf;
Со
4s 3d \
Ni
4s 3(f.
2
1
2
В невозбужденном состоянии число непарных электронов у же­
леза - 4, у кобальта - 3, у никеля - 2. Максимальные степени
окисления за счет перехода электронов в возбужденном состоянии с
s-орбитали на р-орбиталь соответственно +6, +5, +4. Но у кобальта и
никеля соединения в высшей степени окисления не встречаются, а у
железа степень окисления +6 существует только в ферратах MeFe0
(например, в K Fe0 ).
4
2
120
4
Все металлы семейства железа образуют соединения со
степенями окисления +2 и +3, причем степень окисления +3 более
характерна для железа, а у кобальта встречается в комплексных сое­
динениях, у никеля только в оксиде N i 0 .
Близкие значения радиусов атомов и сходное строение элект­
ронной оболочки обуславливают ряд общих свойств металлов семей­
ства железа. Это ферромагнитность, способность к образованию ок­
рашенных ионов (соединения железа (II) почти бесцветны, желе­
за (111) - бурого цвета, кобальта (11) - розового, никеля (11) - светлозеленого), способность к комплексообразованию (координационные
числа - 4 и 6).
Железо - металл средней химической активности. На воздухе в
отсутствии влаги пассивируется, во влажном воздухе окисляется и
покрывается ржавчиной. Но в измельченном виде при нагревании же­
лезо реагирует почти со всеми неметаллами, образуя соединения вида
Fe C, Fe P, Fe N или FeF , FeCl , FeS.
При высоких температурах железо взаимодействует с водяным
паром:
2
3
3
4
3
3
3
3Fe + 4 Н 0 = F e 0 + 4Н
2
3
4
2
В ряду активности железо, кобальт и никель стоят левее водо­
рода и растворяются в разбавленных НС1 и H S 0 . В разбавленной
H N 0 железо окисляется до железа (111), в концентрированных H N 0
и H S 0 оно пассивируется, образуя на поверхности прочную
оксидную пленку. В щелочах (кроме горячих концентрированных
растворов) железо нерастворимо.
2
4
3
3
2
4
Железо образует ряд оксидов: FeO - оксид железа (11), Fe 0 оксид железа (111), Fe 0 - смешанный оксид (FeOFe 0 ). Все оксиды
нерастворимы в воде и щелочах. FeO - черный кристаллический
порошок, проявляет основные свойства. Ему соответствует гидроксид
Fe(OH) - зеленый (бесцветный) студенистый осадок, который буреет
вследствие мгновенного окисления кислородом воздуха:
2
3
4
2
3
3
2
4Fe(OH) + 0 + 2 Н 0 = 4Fe(OH) |
2
2
2
3
121
Оксид F e 0 - красно-бурый кристаллический порошок, обла­
дает основными свойствами, соответствующий ему гидроксид Fe(OH)
имеет амфотерный характер, но только свежеосажденный Fe(OH)
красно-коричневого цвета растворяется в горячих концентрирован­
ных растворах щелочей:
Fe(OH) + ЗКОН = K [Fe(OH) ]
При окислении гидроксида железа Fe(OH) в щелочной среде
образуются соли железной кислоты - ферраты (например, K Fe0 ).
Большинство солей железа (II) и железа (III), за исключением
сульфидов и фосфатов, хорошо растворимы в воде и подвергаются
гидролизу, образуя основные соли:
2
3
3
3
3
3
6
3
2
2FeS0 + 2 Н 0 <- (FeOH) S0 + H S 0
4
2
2
4
2
4
4
FeCl + Н 0 <-> FeOHCl + НС1
3
2
2
В комплексных соединениях для железа характерно коорди­
национное число 6. Наиболее устойчивыми и легко образующимися
являются цианидные комплексы. Желтую кровяную соль, или гексацианоферрат (II) калия, K [Fe(CN) ] получают по уравнению
4
6
3
6KCN + FeS0 = K [Fe(CN) ] + K S 0
4
4
6
2
4
Она широко используется в аналитической химии для обнару­
жения ионов Fe :
1+
FeCl + К [Fe(CN ) ] = К Fe[Fe(CN) ] i +ЗКС1
3
4
б
6
или
4FeCl + 3K [Fe(CN) ] = Fe [Fe(CN) ] | + 12KC1
3
4
6
4
6
3
гексацианоферрат (II)
железа (TIT), или берлинская лазурь
Красную кровяную соль, или гексацианоферрат (III) калия,
K [Fe(CN) ] получают окислением:
3
6
2K [Fe(CN) ] + С1 = 2K [Fe(CN) ] + 2КС1
4
6
2
3
6
2+
Эта соль является реактивом на ионы Fe , образуя с ними
интенсивно-синий гексацианоферрат (III) калия-железа (II), турнбулеву синь:
122
FeCl + K [Fe(CN) ] = KFe[Fe(CN) ] i + 2KC1
2
3
6
6
или
3FeCl +2K [Fe(CN)J = Fe [Fe(CN) ] ^ + 6KC1
2
3
3
6
2
гикеидиапофсррат (TTT)
ж е л е м (II), или турнбулева сиш>
Ионы железа (III) образуют с роданид-ионом SCN" кровавокрасные комплексные соединения:
+
Fe' +SCN"=[FeSCN]
2+
Соединения железа (III) проявляют окислительные свойства:
2FeCl + 6КТ = 2FeI + h + 6КС1
3
2
а соединения железа (II) - восстановительные:
2 K M n 0 + 10FeSO + 8 H S 0 = 5Fe (S0 ) + 2MnS0 + 8H 0 + K S 0
4
4
2
4
2
4
3
4
2
2
4
Кобальт и никель - блестящие белые металлы: Со - с желто­
ватым оттенком, Ni - с серебристым.
Для кобальта наиболее типичны степени окисления +2 и +3, для
никеля +2. В комплексных соединениях они имеют координационные
числа 4 и 6.
По сравнению с железом кобальт и никель менее активны, в
обычных условиях устойчивы, окисляются кислородом при темпе­
ратурах 300-500 °С. При нагревании взаимодействуют почти со все­
ми неметаллами. По отношению к кислотам они устойчивее железа,
со щелочами не реагируют.
Для кобальта характерен только оксид кобальта (II) СоО,
соответствующий ему гидроксид Со(ОН) - амфотерное соединение с
преобладанием основных свойств. Гидроксид Со(ОН) существует в
синей и розовой модификациях, при действии щелочей на соли
кобальта (II) на холоду образуется синяя модификация, при нагре­
вании она переходит в розовую.
Кобальт (II) образует катионные комплексы, наиболее харак­
терны аквакомплексы [Со(ОН ) ] , придающие растворам ярко-розо­
вую окраску. Розовая или красная окраска типична также для крис2
2
2+
2
6
123
таллогидратов кобальта (II): Со^ОзЬ'бЬШ, CoS0 -6H 0, СоС1 -6Н 0.
При нагревании или под действием водоотнимающих средств (СаС1 ,
спирт и др.) происходит изменение состава кристаллогидратов и их
окраски. Например, возможная дегидратация СоС1 *6Н 0 сопровож­
дается при нагревании изменением состава и окраски:
4
2
2
2
2
2
2
СоС1 • 6Н 0-^ч>СоС1 • 4Н 0 ^ ч > С о С 1 • 2 Н 0 ^ ^ С о С 1 -Н 0
2
2
2
рО:«)ИЫЙ
2
2
р(>:ЮШ>1Й
2
2
СИ1Ю-фИ0ЛС"ГОШ>1Й
2
1'ОЛУбоЙ
ш
с
° >СоС1
2
1'ОЛУбоЙ
Аквакомплексы кобальта (III) нестабильны и являются силь­
ными окислителями.
Аммиакаты кобальта (II) в растворах легко окисляются кисло­
родом воздуха и разрушаются водой:
[Co(NH ) ]Cl + 2 Н 0 ^ Со(ОН) + 4NH + 2NH C1
3
6
2
2
2
3
4
Поэтому получение аминокомплексов кобальта (II) проводят с
избытком аммиака и в среде NH C1.
4
Аминокомплексы кобальта (III) гораздо более устойчивы, мало
диссоциируют, не разрушаются даже концентрированной соляной кис­
лотой.
Анионные комплексы кобальта (И) окрашены в синий и фиоле­
товый цвета. Их получают при нагревании Со(ОН) с концентриро­
2
ванными щелочами:
2NaOH + Со(ОН) = Na [Co(OH) ]
2
2
4
или при взаимодействии концентрированных растворов:
СоС1 +2НС1 = Н [СоС1 ]
2
2
4
Большинство анионных комплексов кобальта (II) - кобальтатов
M [CoHal ], M [Co(SCN) ] - по устойчивости относятся к двойным
2
4
2
4
солям, при разбавлении разрушаются.
Реакция образования синего тиоцианокобальта (II) используется
для определения кобальта (II) при анализе:
2KSNC + Co(SCN) = K [Co(SCN) ].
2
124
2
4
При сильном разбавлении комплекс разрушается и окраска
2_|_
раствора становится розовой за счет появления ионов [Со(Н 0) ] :
2
2
2+
[Co(SNC) ] " + 6 Н 0
4
6
[Со(ОН ) ] + 4SNC"
2
2
6
Для кобальта (III) существует большое количество анионных,
катионных и нейтральных комплексных соединений, например:
K [Co(N0 ) ], K [Co(CN) ], [Co(NH ) ]Cl .
Оксид и гидроксид никеля (II) зеленого цвета, они не
растворяются в воде, но взаимодействуют с кислотами. Сульфид ни­
келя (II) черного цвета растворяется в кислотах. Гидроксид Ni(OH)
не окисляется кислородом воздуха, получить Ni(OH) можно только
действием очень сильных окислителей:
2Ni(OH) + Br + 2КОН - • 2Ni(OH) + 2КВг
3
2
6
3
6
3
6
3
2
3
2
2
3
_|_
Аквакомплекс
[Ni(H 0)6]~
имеет
2
ярко-зеленую
окраску,
образуется при растворении в воде солей никеля (II) или при раство­
рении в кислотах Ni, NiO и Ni(OH) . Такая же окраска характерна для
2
кристаллогидратов N i ( N 0 ) - 6 H 0 ,
3
2
2
NiS0 -6H 0,
4
Ni(C10 ) • 6 Н 0 ,
2
4
2
2
NiS0 -7H 0.
4
2
+
Аминокомплекс [Ni(NH ) ]~ имеет интенсивно - синюю окраску,
3
6
может быть получен следующим образом:
N i C l + 6NH = [Ni(NH ) ]Cl
2
3
3
6
2
Растворение гидроксида никеля (II) происходит за счет обра­
зования аммиакатов:
Ni(OH) + 6NH = [Ni(NH ) ](OH)
2
3
3
6
2
Из анионных комплексов наиболее устойчив желтый цианидный комплекс:
N i S 0 + 2KCN = Ni(CN) + K S 0
4
2
2
4
Ni(CN) + 2KCN = K [Ni(CN) ]
2
2
4
Легко образуются также никелаты (II) M [NiHal ], M [Ni(NCS) ],
которые в воде распадаются.
4
6
4
6
125
Лабораторная работа № 18
Свойства соединений железа
Опыт 1. Получение гидроксида железа (II)
Внесите в пробирку Ъ-А капли свежеприготовленного раствора
сульфата железа (II) и добавьте по каплям 2 М раствор гидроксида
натрия до образования осадка. Отметьте цвет осадка и напишите
уравнение реакции.
Через несколько минут наблюдайте изменение цвета осадка.
Составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции окис­
ления гидроксида железа (II) кислородом воздуха, уравняйте его ме­
тодом электронного баланса.
Опыт 2. Получение гидроксида железа (III) и исследование
его свойств
А. В пробирку внесите Ъ—4 капли насыщенного раствора хлори­
да железа (III) и добавьте по каплям 2 М раствор гидроксида натрия
до образования осадка. Отметьте цвет осадка. Составьте уравнение
реакции.
Б. Осадок гидроксида железа (III) из предыдущего опыта разде­
лите на две пробирки. В одну пробирку прибавьте по каплям раствор
соляной кислоты, отметьте растворение осадка. В другую пробирку
добавьте 1-2 мл 2 М раствора гидроксида натрия и осторожно наг­
рейте смесь. Хлопьевидный осадок гидроксида железа (III) раство­
ряется в щелочи только при длительном нагревании. Составьте урав­
нения реакций. Сделайте вывод о свойствах гидроксида железа (III).
Опыт 3. Качественные реакции на ионы двухи трехвалентного железа
А. В пробирку внесите 1-2 капли насыщенного раствора хло­
рида железа (III) и добавьте 1 каплю раствора желтой кровяной соли
K [Fe(CN) ], Отметьте цвет осадка. Проверьте растворимость осадка
4
6
в соляной кислоте. Напишите уравнения реакций.
126
Б. В пробирку внесите 1-2 капли свежеприготовленного раст­
вора сульфата железа (11) и добавьте 1 каплю раствора красной
кровяной соли K [Fe(CN) ]. Отметьте цвет осадка и напишите урав­
нение реакции.
3
6
Опыт 4. Взаимодействие железа с кислотами
В четыре пробирки поместите по кусочку железной стружки.
В каждую пробирку внесите по 5-6 капель кислоты: в первую - 2 М
раствора НС1, во вторую - 1 М раствора H S 0 , в третью - 2 М
раствора H N 0 , в четвертую - концентрированной H S 0 . Пробирку с
железом и концентрированной серной кислотой нагрейте.
Запишите ваши наблюдения. Затем испытайте отдельные пор­
ции растворов из каждой пробирки на присутствие ионов Fe n Fe
с помощью растворов желтой и красной кровяных солей.
Составьте уравнения реакций в соответствии с тем, какой ион
железа был определен в каждой из пробирок. Какие ионы являются
окислителями в этих реакциях? Уравняйте реакции методом элект­
ронного баланса.
2
3
4
2
4
2+
3+
Опыт 5. Получение сульфидов двух- и трехвалентного железа
Возьмите две пробирки, в первую внесите 3-4 капли раствора
сульфата железа (II), во вторую - 3-4 капли раствора хлорида
железа (111). В каждую пробирку добавьте по каплям раствор суль­
фида аммония до образования осадка. Отметьте цвет осадков. Напи­
шите уравнения реакций.
2+
Опыт 6. Взаимодействие ионов Fe n Fe
1+
с роданид-ионом
Возьмите две пробирки. В одну добавьте 2-3 капли раствора
сульфата железа (II), в другую - 2-3 капли раствора хлорида железа (III).
В обе пробирки добавьте по 1-2 капли раствора роданида калия
KSCN.
В какой пробирке наблюдается кроваво-красное окрашивание?
Напишите уравнения реакций. Сделайте вывод, какой катион железа
может быть обнаружен обменной реакцией с роданидом.
127
Опыт 7. Восстановительные свойства двухвалентного железа
Приготовьте раствор сульфата железа (II), внесите по 3-4 капли
раствора соли в четыре пробирки и подкислите серной кислотой,
добавив по 1 капле концентрированной кислоты в каждую пробирку.
Раствор в первой пробирке оставьте для сравнения.
Во вторую пробирку добавьте 10 капель концентрированной
азотной кислоты, в третью - 10 капель хлорной воды, в четвертую 10 капель разбавленного раствора перманганата калия.
После этого во все четыре пробирки добавьте по 1-2 капли
раствора роданида калия. Обратите внимание на характерное окра­
шивание там, где произошло окисление двухвалентного железа в
трехвалентное.
Напишите уравнения протекающих реакций. Окислительно-вос­
становительные реакции уравняйте методом электронного баланса.
Опыт 8. Окислительные свойства трехвалентного железа
В три пробирки внесите по 3-4 капли насыщенного раствора
хлорида железа (111). Первую пробирку оставьте для сравнения. Во
вторую пробирку добавьте 3-4 капли раствора иодида калия и наб­
людайте темно-бурое окрашивание раствора вследствие выделения
йода. В третью пробирку внесите 3-4 капли сероводородной воды и
наблюдайте помутнение раствора в результате выделения серы.
В первую пробирку, оставленную для сравнения, и в третью при­
бавьте по 1-2 капли раствора красной кровяной соли. Обратите
внимание на выделение в третьей пробирке осадка гексацианоферрата
трехвалентного железа в результате восстановления ионов Fe и Fe"".
Составьте уравнения протекающих реакций.
2+
3 1
Опыт 9. Восстановление железом металлов из растворов
их солей
В одну пробирку поместите 8-10 капель раствора хлорида
олова (11), во вторую - столько же раствора сульфата меди (11). В
каждую пробирку поместите по кусочку очищенного наждачной бу­
магой железа. Оставьте пробирки на 5 минут.
128
Составьте уравнения наблюдаемых реакций. Сделайте вывод,
какие металлы может вытеснить железо из растворов их солей.
Опыт 10. Гидролиз солей железа
А. В две пробирки внесите по 4-5 капель растворов солей же­
леза: в первую - сульфата железа FeSC>4, во вторую - хлорида железа
FeCl . Определите с помощью универсальной индикаторной бумаги
рН среды растворов.
Составьте в молекулярной и ионно-молекулярной формах урав­
нения гидролиза солей двух- и трехвалентного железа.
Б. В пробирку внесите 4-5 капель раствора FeCl и добавьте
столько же капель раствора карбоната натрия. Обратите внимание на
выделение осадка и газа.
Объясните происходящие явления. Напишите уравнения реак­
ций образования и гидролиза карбоната железа (III).
3
3
Опыт П. Получение комплексных солей железа
А. Внесите в пробирку 3-4 капли раствора FeCl , добавьте 1 кап­
лю роданида калия. Обратите внимание на появление темно-красной
окраски раствора за счет образования роданида железа (III). Для
получения комплексной соли в пробирку внесите 2-3 капли 2 М раст­
вора фторида натрия.
Что наблюдаете? Учитывая, что комплексный ион [FeF ,]r бесц­
ветен, объясните наблюдаемое явление и напишите уравнение реакции.
Б. В пробирку поместите 15 капель раствора хлорида железа (III),
добавьте избыток раствора оксалата аммония ( N H ^ C i O ^ Образуется
триоксалатоферрат (III) аммония. Разделите полученный раствор на
две пробирки. В одну добавьте 5-7 капель раствора роданида калия, в
другую - 5-7 капель гексацианоферрата (II) калия. Отметьте ваши
наблюдения.
Напишите уравнения происходящих реакций в молекулярной и
ионно-молекулярной формах, реакций диссоциации оксалат- и циа­
нид-комплексов, выражения констант нестойкости этих ионов и
укажите, какой их них является менее прочным.
3
f
129
Лабораторная работа № 19
Свойства соединений кобальта и никеля
Опыт 1. Получение гидроксида кобальта (II) и изучение
его свойств
В пробирку внесите Ъ-А капли раствора СоСЬ и по каплям 2 М
раствор щелочи до образования синего осадка основной соли CoOHCl.
Добавьте в пробирку избыток щелочи и слегка нагрейте, отметьте
изменение цвета осадка. Составьте уравнения протекающих при этом
реакций.
К осадку гидроксида кобальта (II) прибавьте несколько капель
хлорной или бромной воды, отметьте цвет образующегося гидрок­
сида кобальта (III). Слейте раствор и обработайте осадок 2 М хлоро­
водородной кислотой. Что при этом происходит в растворе?
Напишите уравнения протекающих молекулярных и окислитель­
но-восстановительных реакций.
Опыт 2. Получение гидроксида никеля (II) и изучение
его свойств
В пробирку внесите Ъ-А капли раствора NiCl и добавьте по каплям
2 М раствор щелочи до образования осадка гидроксида никеля (II).
К осадку гидроксида никеля (11) добавьте несколько капель хлорной
или бромной воды, отметьте, протекает ли реакция. Пробирку с
гидроксидом никеля и хлорной или бромной водой нагрейте на
водяной бане.
2
Напишите уравнения реакций получения гидроксида никеля (II)
и его окисления в оксид никеля (III).
ОпытЗ. Получение комплексных соединений кобальта
А. Внесите в пробирку Ъ—А капли раствора хлорида кобальта
СоС1 , добавьте 1-2 капли раствора хлорида аммония NH C1 и
избыток 2 М раствора гидроксида аммония. Отметьте цвета аминокомплекса кобальта (II) и цвет аминокомплекса кобальта (III), кото­
рый образуется в пробирке через некоторое время в результате окис2
130
4
лительно-восстановительной
реакции
под
действием
кислорода
воздуха.
Написать уравнения реакций получения комплексных солей
кобальта, сделать вывод об устойчивости этих солей.
Б. Внесите в пробирку 3-4 капли соли СоСЬ, добавьте избыток
раствора нитрита калия. Для образования комплексной соли, подкис­
лите раствор 1-2 каплями уксусной кислоты и слегка подогрейте его.
Отметьте ваши наблюдения и составьте уравнение реакции
получения гексанитрокобальтата (И) калия.
Опыт 4. Получение комплексных соединений никеля
Внесите в пробирку 3-4 капли раствора соли N i C l и добавьте
2
сначала 1 -2 капли 2 М раствора гидроксида аммония до образования
зеленого осадка основной соли NiOHCl, а затем избыток гидроксида
аммония до образования комплексной соли [Ni(NH3) ]Cl . Составьте
6
2
уравнение реакции получения хлорида гексаамминникеля (II), от­
метьте цвета основной и комплексной солей.
Опыт 5. Получение и распад род анидного комплекса кобальта (II)
(качественная реакция на ион С о )
2
В пробирку внесите 3-4 капли раствора СоС1 и добавьте на­
2
сыщенный раствор K S C N . Что наблюдаете? Составьте уравнение
реакции.
Разбавьте содержимое пробирки дистиллированной водой до
изменения цвета раствора. Что при этом происходит?
Опыт 6. Дегидратация СоС1 -6Н 0
В три пробирки добавьте по 3^1 капли насыщенного раствора
хлорида кобальта (II). В первую внесите несколько кристаллов СаС1 ,
во вторую - несколько капель спирта, отметьте изменение окраски
растворов. Растворы разбавьте водой. Содержимое третьей пробирки
сначала нагрейте, а затем охладите. Объясните происходящие изме­
нения.
2
2
2
131
Опыт 7. Термическое разложение СоС1 * 6 Н 0
2
2
А. Поместите в сухую пробирку кристаллы СоС1 * 6 Н 0 и осто­
рожно нагрейте, пробирку при этом держите горизонтально.
Отметьте происходящие изменения цвета кристаллов.
Б. Стеклянной палочкой, смоченной раствором СоС1 , нанесите
на бумагу какой-нибудь рисунок. Бумагу слегка нагрейте. Объясните
появление окраски и ее постепенное исчезновение после прекра­
щения нагревания.
2
2
2
Опыт 8. Получение сульфидов кобальта и никеля
А. В две пробирки внесите по 3-4 капли раствора соли СоС1 , в
одну пробирку добавьте по каплям сероводородную воду, во вторую
- раствор сульфида аммония. Отметьте ваши наблюдения, напишите
уравнения реакций.
Проверьте растворимость сульфида кобальта (ТТ) в разбавленной
хлороводородной кислоте.
Б. В две пробирки внесите по 3-4 капли раствора соли N i C l , в
одну пробирку добавьте по каплям сероводородную воду, во вторую
- раствор сульфида аммония. Отметьте ваши наблюдения, напишите
уравнения реакций.
Проверьте растворимость сульфида никеля (II) в разбавленной
хлороводородной кислоте.
2
2
132
ПРИЛОЖЕНИЯ
1о о
Приложение
Периодическая система элементов Д.И. Менделеева
Группы элементов
I
1
I
III
П
Н
1
1,0(1794 I»
водород
4
Li
3 Be
6,941
2з'
бериллий
литий
12
Na
11 M g
22,989771 Э. 24,305
з»
натрий
магния
К
19 Са
20
39,0983 4,' 40,078
4»
калий
кальций
29
Си 30
Zn
65,39
3d 4s' 63,546 4И
ЦИНК
медь
Rb
38
37 Sr
85,4678 5s" 87,62
Ss
рубидий
стронций
47
Cd
A s 48
112,41
Si 107,8682 5а'
кадмий
серебро
Св
55 Ва
56
132,9034
137,33
цезий
барий
Аи 80
79
'is
Sd^fii' 196,96* «А
200,5V
ЗОЛОТО
ргутъ
Fr
87 Ra
88
223,0197 7s 226J02S4 7,*
радий
франций
IV
VI
V
VIII
VH
2
u*
1
II
2
3 III
1
4 IV
1
!
V
M
5 VI
1
VII
1
6 VIII
IX
1
7
X
Се
140,12
4fW
1
58 Pr
церкй
59 Nd
140,9077
4rW
144,24
4fW
при жид ни
НЕОДИМ
5
2р
В
10,811
бор
13
Al
Зр 26,98154
алюминий
Sc
21
44,9559 3d'4a
скандий
31
Ga
4р'
69,723
галлий
Y
39
SS,9059 4d'5s'
иттрий
49
In
Sp
114,82
индий
La*
57
1JS,MJS Sd'tV
лантаи
81
Tl
бр
2*438
Таллин
A c ** 89
1
1
2
1
1
1
227
Sd'71
актиний
6
2р
С
12,01
углерод
14
Si
Зр 28,0855
кремний
Ti
22
!
1
47^8
титан
32
Ge
4р
72£9
германий
Zr
40
91,224 4d5s
цирконий
50
Sn
Sp
11)1,71
2
144,9128
4Л*
3
• рпмгтнн
1ЯМ6
3
41*6J
самарии
!
2
ОЛОВО
Hi'
72
178,49 Sd>6V
гафний
82
РЬ
бр
2*7,20
свинец
Rf
104
(261) ed^n
резерфордий
1
1
60 Pm 61 Sm 62 Ей
1S1,96
4rW
3
5
ЗА*4?
!
N 8
О
15ДО94
14,01 2р"
кислород
азот
Р 16
S
15
32^7
Зр'
30^7 3»*
сера
фосфор
V
23 Сг
24
50,94 ЗЛИ 51,9961 3d4i'
ванадий
хром
33
A s 34
Se
74,92 4р"
78,96
4р» МЫШ
ЬЯК
селен
41 М о
Nb
42
92,91 4d*S» 95,94 4d*Sn
ииобий
молибден
51
Sb 52
Те
121,7» 5р
127,60
Сурьма
теллур
Та
73 W
74
180,9479 SA'if
вольфрам
тантал
КЗ
B i 84
Ро
208.98 бр"
«V
(209)
HBXMVT
полоний
Db
105 Sg
106
64rV
(2fi2)
«d*7i* (ЦП
свборгнй
дубпий
* Лантаноиды
7
2Р
1
l
4
63 Gd
65 Dy
64 Tb
157,2*
4r'Sd6a
1
rupuuufi
1
158^254
1
4Л1
лрбик
F
183984
Фтор
17
CI
35,453
хлор
Mn
25 Fe
26
54,9380 3d'4i 5SJM7 3d*4»
марганец
железо
35
Br
4p
79,904
бром
44
Tc
43 Ru
97,9072 4dS» 101,07 4d'5»'
технеций
рутений
53
I
Sp' 124J4M5
Co
27 N i
58,9332 ЗАЧ? 58уб9
Кобальт
никель
36
!
,
лисирюий
ГГМ11.ЧИЙ
1
,
i
КСЕНОН
Os
1*0,2
ОСМВЙ
76 Ir
77 P i
78
«92,22
19S.88 Ы**»
$*w
иридий
плагиыа
Rn
86
*P'
(222)
х>»дон
Hs
108 M l
109
110
<MS>
(268) (d'Tf"
faT7,=
хасснй
нейтиерий
67 Er
1(4^304
41"*!
Кг
S3J№
криптой
Rh
45 Pd
46
101,9055 4dS 106,42 4d"S»*
родий
палладий
54
Xe
sp'
131,29
ЙОД
66 По
гелий
Ne
28,179
неон
Ar
39,948
аргон
28
3<rV
4p'
I
Re
75
186,207 S d V
рений
85
At
*P'
(210)
астат
Bh
107
<2<f4)
борий
4l"W
1*2,50
18
3p*
5
!
*№
10
2p*
9
:
He
1«7ДС
4l"6f
3
1
68 Tm
69 Yb
16ДО342
1TJ,»4
«l"6*
70 Lu
!
•гттсрА(ж1
71
174,967
."l"H>Tf ЦНИ
* * Актиноиды
Th
90 Pa
232,038
231,03
91 U
SrW7s
3
238,02
yp«n
торнй
92 Np
1
srEd^.
93 Pu
237,05
5^'7»
!
аеитуняй
244
5Г7,
94 Am
!
плутоний
243
51*7.'
95 Cm
америций
247
кюрна
96 Bk
97 Ci
98 Es
99 Fm 100 Md 101 No 102 Lf
247
Sftd^i
251
Осрклий
мидифоринИ э й в н г п а в р й ф е р м в й
1
2S4
5("7И
257
258
5f"7s
3
(наделен 1
103
25»
262
BOCUBS
лоурсвева
Приложение 2
Относительная электроотрицательность элементов (ОЭО)
(по Полингу)
н
2,10
Li
0,97
Be
1,47
В
2,01
С
2,50
N
3,07
0
3,50
F
4,00
Na
1,01
Mg
1,23
Al
1,47
Si
1,74
P
2,10
S
2,6
CI
2,83
К
0,91
Ca
1,04
Sc
1,20
Ti
1,32
V
1,45
Cr
1,56
Mn
1,60
Fe
1,64
Co
1,70
Ni
1J5
Cu
1,75
Zn
1,66
Ga
1,82
Ge
2,02
As
2,20
Se
2,48
Br
2,74
Rb
0,89
Sr
0,99
Y
1,11
Zr
1,22
Nb
1,23
Mo
1,30
Tc
1,36
Ru
1,42
Rh
1,45
Pd
1,35
Ag
1,42
Cd
1,46
In
1,49
Sn
1,72
Sb
1,82
Те
2,01
I
2,21
Cs
0,86
Ba
0,97
La
1,08
Hf
1,23
Та
1,33
w
1,40
Re
1,46
Os
1,52
Ir
1,55
Pt
1,44
Au
1,42
Hg
1,44
TI
1,44
Pb
1,55
Bi
1,67
Po
1,76
At
1,90
Fr
0,86
Ra
0,97
Ac
1,00
Лантаноиды: 1,08-1,14.
Актиноиды: 1,11-1,12.
135
Приложение 3
Растворимость кислот, оснований и солей в воде
+
Ионы
H+ N H
+
4
K
L i Na Ba
Cs
Р P
M
+
+
2 +
Ca
A1
2+
3+
Fe
3+
Fe
2+
Cr
3+
Mn
2 +
Zn
2+
A g Hg " C u
+
2
2 +
Pb
2+
Bi
3 +
Sn
2+
Co
2+
Be
2+
+
F
p
P
СГ
p
P
P
P
Вг
p
Р
P
Г
p
Р
ОН
p
N0
3
H
H
H
p
Р
M
p
M
H
p
p
H
H
H
p
p
p
P
p
p
p
p
Р
Р
p
p
p
H
p
p
M
—
p
p
p
P
P
p
p
p
p
P
P
p
p
p
H
M
p
M
—
p
p
p
P
P
P
p
p
p
p
—
P
p
p
p
H
H
—
H
H
M
p
p
Р
P
P
P
M
M
M
H
H
H
H
H
H
—
—
H
H
H
H
H
H
p
Р
P
P
P
p
p
p
p
p
p
p
p
p
p
p
p
P
p
—
p
p
p
Р
P
P
P
p
—
p
-
H
H
—
H
H
H
H
H
H
H
H
H
—
2
-
Р
P
P
H
H
H
H
-
—
H
—
H
H
H
H
H
H
H
H
H
—
2
p
Р
P
P
H
M
p
H
p
p
p
p
p
p
M
—
p
H
—
p
p
p
3
p
Р
H
P
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
2
H
—
P
P
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
—
—
H
H
—
—
H
—
-
Р
P
P
H
H
H
H
-
H
H
—
H
H
H
H
H
H
H
—
H
H
HCOO"
p
Р
P
P
p
p
p
p
p
p
p
p
p
p
p
p
P
p
p
C H 3 C O O -
p
Р
P
P
p
p
p
p
M
p
p
p
p
p
p
p
p
P
p
p
p
p
2
p
Р
P
P
H
M
p
M
-
—
—
p
H
H
H
H
H
H
H
—
CN"
p
Р
P
P
p
p
p
p
-
—
H
H
H
H
H
p
H
H
—
—
so 3
so "
4
Р0
4
Si0 ~
3
СО3
Cr0
2
4
Условные обозначения: Р растворимое в воде вещество; Н нерастворимое; М малорастворимое; «-»
щество не существует или гидролизуется полностью; пустые - данные по растворимости отсутствуют.
136
ве­
Приложение 4
Стандартные электродные потенциалы
металлов в водных растворах при Т = 298 К
Электрод
+
Li /Li
Rb7Rb
к /к
CsVCs
Ва /Ва
Са /Са
Na /Na
Mg^/Mg
Ве /Ве
А1 /А1
Ti m
Zr /Zr
v /v
Mn /Mn
Cr /Cr
Zn /Zn
Cr /Cr
Fe /Fe
+
2+
2+
+
2+
3+
2 +
4+
2 +
2 +
2+
2+
3+
2+
Фо, В
Электрод
-3,045
-2,925
-2,924
-2,923
-2,900
-2,870
-2,714
-2,370
-1,847
-1,70
-1,630
-1,580
-1,186
-1,180
-0,913
-0,763
-0,740
-0,440
Cd /Cd
Co /Co
Ni /Ni
Sn 7Sn
Pb /Pb
Fe /Fe
2H 7 H
Sb 7Sb
Bi /Bi
Cu /Cu
Cu7Cu
Hg /2Hg
Ag /Ag
Hg^/Hg
Pd /Pd
Pt /Pt
Au /Au
Au /Au
2+
2+
2 +
2
2+
3+
2
3
3 +
2+
2+
2
+
2+
2+
3 +
+
фо, В
-0,403
-0,277
-0,250
-0,136
-0,127
-0,037
0,000
+0,200
+0,215
+0,340
+0,520
+0,790
+0,800
+0,850
+0,987
+1,190
+1,500
+1,700
137
Приложение 5
Константы диссоциации важнейших кислот и оснований
Название
Формула
к*
Кислоты
Азотистая
Муравьиная
HN0
НСООН
2
6,9-10^
1,8-КГ
К\ 1,4- Ю
Кг 6,2-10"
К 1,0-10"
К2 2,5 - Ю
К 2,5-10-'
К2 1,9-10"
К 4,5 -10"
К2 4,8-Ю-"
1,74 -Ю-"
К 7.1- 10-'
К2 6.2- 10"
К 5,0-10-''
6,2-10"
К 1,8-10-'
К2 3 , 2 - Ю
К 5,6-10"
Кг 5 , 4 - Ю
7,2-10"
4
-2
Сернистая
H S0
2
8
3
7
Сероводородная
H S
2
- 1 3
H S 0
Тиосерная
2
2
3
2
7
Угольная
H C0
Уксусная
СНзСООН
2
3
H3P04
Фосфорная
Фтороводородная
Хромовая
8
HF
Н Сг0
2
4
-7
4
2
Щавелевая
Н С 0
2
Циановодородная
2
-8
4
|(|
HCN
Основания
Гидроксид
Гидроксид
Гидроксид
Гидроксид
аммония.
бария
кальция
лития
Гидроксид свинца (11)
138
NH • Н 0
Ва(ОН)
Са(ОН)
LiOH
3
2
2
2
Pb(OH)
- 5
1,76- Ю
2,3-10"
4,0 • 10
6,8 - Ю
К : 9,55-10^
Кг. 3 , 0 - Ю
1
-2
-1
А
2
-8
Приложение 6
Произведения растворимости малорастворимых веществ при 25 °С
Вещество
AgBr
AgCN
Ag S
AgSCN
AgCl
Ag CO,
Ag Cr0
Agl
BaC0
BaC 0
BaCr0
BaS0
Bi S
Bi(OH).,
CaC0
CaC 0
CaS0
CdS
Co(OH)
Cr(OH)
CuC 0
Cu S
CuS
FeC0
Fe(OH)
2
2
2
4
3
2
4
4
4
2
3
3
2
4
4
2
3
2
4
2
3
2
ПР
6-10"
7-10
6-10
1,1 • 10
3
1 5
5 0
1 2
2
1 0
1,8-10
8,2-10
2
2
1 2
1 2
4-10
Вещество
Fe(OH)
FeS
HgS
Hg Cl
Mg(OH)
MgS
MgC0
Mn(OH)
MnS
NiC0
Ni(OH)
PbCO,
PbCl
PbCr0
Pbl
Pb(OH)
PbS
PbS0
Sb S
SnS
SrC0
SrC 0
SrS0
Zn(OH)
ZnS
3
1,1-10
1 6
2
5 • 101,1 • 10
1,6-10
9
7
3
1 2
1,1-10
2
1 0
1,6 • 10~
4,3-10
5-10
2-10
1 • 10
1 • 10
2- 10
5,4-10
2,5 • 10"
1 • 10^
6-10
2,5-10
72
3 1
9
9
5
2 9
15
3 1
22
8
3 6
1 1
1 -10
1 5
2
4
2
2
4
2
3
3
2
4
4
2
ПР
3,8 • 10
5- 10
3-10
1,3-10
2-10""
2- 10
1 • 10
2-10
2,5 • 10~
1,3-10
2,0-10
7,5-10
2 • 10
1,8-10
8-10
2-10
1 • 10~
1,6 • 10
1 - 10
1*10
1,1-10
5,6 • 10
3,2-10
3 8
18
5 3
1 8
15
5
13
10
7
15
1 4
5
1 4
9
1 6
27
8
3 0
2 6
1 0
8
7
M O
1 7
1,6- 10
2 4
139
Приложение 7
Константы нестойкости комплексных ионов
Формула иона
[AgBr ][AgCl ][Ag(NH ) ]
х
2
-5
2
3
-8
+
2
3
[Ag(N0 ) ][Ag(S 0 ] 2
2
3
2
3
[Ag(CN) ][Ag(SCN) ]2
2
[А1(Н 0) (ОН) Г
2
2
4
[AlF r
4
3
[A1F ] "
6
-19
2
[Be(OH) ] [Cd(H 0) (OH) ]
[Cd(NH ) ]
[Co(NH,) ]
[Co(CN) ] [Co(NH ) ]
[Cr(OH) f4
2
2
4
2+
3
6
2+
4
3
6
3+
3
6
6
[Cu(CN) ]2
140
Константа
нестойкости
7,8-10"
1,76-Ю
9,31-Ю
1,8-10"
2,5-10 -14
1,4-10-20
2.7- 10"
3,1-10 -33
1.8- 10 -18
1,4-10-20
3,8 - 1 0
5,5-107,1 • 1 0
2,8-10"
1,0-10-64
2
U)
-6
6
-35
6.7- 10
3.8- 1 0
1,0-10"
Формула иона
[CuCl ]~
[Cu(NH ) ]
[Cu(NH ) ] 2+
2
+
3
2
3
4
[Cu(S 0 ) ]
2
3
3
2
4
[Fe(CN) ] [Fe(CN) ] "
6
3
6
[FeF ]"
[Fe(OH) ] "
4
2
4
2
[Hgl ] "
[Hg(CN) ] [Hg(NH ) ] 2+
[Ni(NH ) ]
[Ni(CN) ] "
[РЬ(ОН) Г
4
2
4
3
4
2+
3
6
2
4
3
[Sn(OH) r
[Sn(OH) ] "
[Zn(NH ) ]
[Zn(OH) ] 3
2
6
-15
2+
3
24
4
2
4
Константа
нестойкости
2,8 • 10-0
11
1,4- 10"
13
1,3- 10"
5,9- 10" 13
37
1,3- 10"
1,3- 10"44
16
1,8- 10"
-9
3,0 •10
1,5- 10" 30
39
i,o- 10"
5,3- 10" 20
-9
5,0 • 10
31
i,o- 10"
14
1,2- 10"
12
1,2- 10"
63
i,o- 10"
-9
2,4 • 10
2,3- 10" 17
Библиографический список
Ахметов, Н.С. Общая и неорганическая химия: учеб. для вузов / Н.С. Ахметов. - М : Высш. ж . , 2002. - 743 с.
Ахметов, Н.С. Лабораторные и семинарские занятия по общей и неор­
ганической химии: учеб. пособие / Н.С. Ахметов. - М : Высш. шк., 2002. - 368 с.
Алешин, В.А. Практикум по неорганической химии: учеб. пособие для
студентов высш. учеб. заведений / В.А. Алешин, К . М Дунаева, А.И. Жиров
[и др.]. - М : Академия, 2004. - 384 с.
Глинка, Н.Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов / Н.Л. Глинка. М.: Интеграл-Пресс, 2003. - 728 с.
Зинченко, А.В. Новый справочник химика и технолога. Химическое
равновесие. Свойства растворов / А.В. Зинченко, С.Г. Изотова, А.В. Румян­
цев [и др.]. - СПб.: Профессионал, 2004. - 998 с.
Платонов, Ф.П. Практикум по неорганической химии: учеб. пособие
для с.-х. и биол. специальностей вузов / Ф.П. Платонов, З.Е. Дейкова - М :
Высш. шк., 1985. - 2 5 5 с.
Романцева, Л.М. Сборник задач и упражнений по общей химии: учеб.
пособие / Л.М. Романцева, З.Л. Лещинская, В.А. Суханова - М : Высш. шк.,
1980.-228 с.
Фролов, В.И. Практикум по общей и неорганической химии: пособие для
студентов вузов / В.И. Фролов, Т.М. Курохтина, З.Н. Дымова [и др.]. - М :
Дрофа, 2002. - 304 с.
141
Оглавление
Введение
Глава Г ^-Элементы 1 и 11 групп периодической системы
Д.И. Менделеева. Щелочные и щелочно-земельные металлы
Лабораторная работа № 1. Химические свойства натрия,
кальция и их соединений
Глава 2. />Элементы III группы периодической системы Д.И. Менделеева.
Бор, алюминий и их соединения
Лабораторная работа № 2. Химические свойства бора
и его соединений
Лабораторная работа № 3. Химические свойства алюминия
и его соединений
Глава 3. /7-Элементы IV группы периодической системы Д.И. Менделеева.
Углерод, кремний, элементы подгруппы германия
и их соединения
Лабораторная работа № 4. Химические свойства углерода
и его соединений
Лабораторная работа № 5. Химические свойства соединений
кремния
Лабораторная работа № 6. Химические свойства олова, свинца
и их соединений
Глава 4. />Элементы V группы периодической системы Д.И. Менделеева.
Азот, фосфор, элементы подгруппы мышьяка и их соединения
Лабораторная работа № 7. Химические свойства азота
и его соединений
Лабораторная работа № 8. Химические свойства соединений
фосфора
Лабораторная работа № 9. Химические свойства элементов
подгруппы мышьяка
Глава 5. /^-Элемент VI группы приодической системы Д.И. Менделеева.
Сера и ее соединения
Лабораторная работа № 10. Получение и изучение химических
свойств сероводорода и сульфидов металлов
Лабораторная работа № 1 1 . Кислородные соединения серы
I лава б. /^-Элементы VII группы периодической системы Д.И. Менделеева.
Галогены и их соединения
Лабораторная работа № 12. Химические свойства галогенов
и их соединений
Глава 7. Координационные соединения ^/-элементов
Лабораторная работа № 13. Получение и изучение свойств
комплексных соединений
142
3
5
7
10
14
15
18
29
32
34
39
50
54
57
60
66
68
72
77
81
84
Глава Н. с^-Элементы 1 группы периодической системы Д.И. Менделеева.
Элементы подгруппы меди
Лабораторная работа № 14. Химические свойства
соединений элементов подгруппы меди
Глава 9. tZ-Элементы II группы периодической системы Д.И. Менделеева.
Элементы подгруппы цинка
Лабораторная работа № 15. Химические свойства
элементов подгруппы цинка
Глава 10. tZ-Элементы VI группы периодической системы Д.И. Менделеева.
Элементы подгруппы хрома
Лабораторная работа № 16. Химические свойства
соединений хрома
Глава 11. d-Элементы VII группы периодической системы Д.И. Менделеева.
Элементы подгруппы марганца
Лабораторная работа № 17. Химические свойства
марганца и его соединений
Глава 12. d-Элементы VIII группы периодической системы Д.И. Менделеева.
Железо, кобальт, никель и их соединения
Лабораторная работа № 18. Свойства соединений железа
Лабораторная работа № 19. Свойства соединений кобальта
и никеля
Приложения
Библиографический список
90
93
96
101
104
108
111
115
118
124
128
133
141
143