М Г Т У и м е н и Н. Э. Б а у м а н а Лабораторная работа по химии. «d - металлы». Часть II Выполнила: Косяк Анна Факультет: НУК РЛМ Группа: БМТ2 - 12 Дата выполнения: 12. 11. 2004 Дата сдачи: 19. 11. 2004 МОСКВА 2004 1. Цель работы. Ознакомиться с такими металлами как железо, кобальт, никель (Fe, Co, Ni), являющимся d – элементами и изучить их свойства. 2. Теоретическая часть. Железо, кобальт, никель составляют семейство железа. Проявляют степень окисления главным образом + 2 и +3. Степень окисления +3 более характерна для железа, + 2 для кобальта и никеля. Родственные черты этих металлов проявляются в свойственной им ферромагнитности, каталитической активности, способности к образованию окрашенных ионов, комплексообразовании. Однако при схожести свойств, железо по своим магнитным свойствам ярко выделяется в триаде. Восстановительная активность железа значительно больше, чем у никеля и кобальта. Все эти металлы со щелочами не взаимодействуют. При растворении в неокисляющих кислотах образуют ионы Fe2+, Co2+, Ni2+: Fe + 2HCl = FeCl2 + H2↑ В разбавленной азотной кислоте (сильном окислителе) образуются ионы Fe , Co3+, Ni3+: 3+ Fe + 4HNO3(p) = Fe(NO3)3 + NO↑ + 2H2O Сильная окислительная среда H2SO4(конц.), HNO3(конц.) пассивируют железо и оно начинает реагировать лишь при нагревании. Восстановительная способность в ряду гидроксидов падает: Fe(OH)2 ------- Co(OH)2 ------- Ni(OH)2 Гидроксид Fe(II) легко окисляется кислородом воздуха: 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3 Окисление ионов Со2+ происходит труднее и протекает медленно: 4Co(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Co(OH)3 Более интенсивно идет процесс при добавлении в раствор пероксида водорода: 2Co(OH)2 + H2O2 = 2Co(OH)3 Самопроизвольного окисления Ni(OH)2 кислородом воздуха не происходит. Пероксид водорода также является не достаточно сильным окислителем и процесс окисления гидроксида никеля становится возможным лишь при использовании более сильного окислителя, например бромной воды: 2Ni(OH)2 + 2NaOH + Br2 = 2Ni(OH)3↓ + 2NaBr Гидроксиды Fe(III), Cо(II), Co(III), Ni(II), Ni(III) носят в обычных условиях основной характер. При растворении в кислотах Со(ОН)3 и Ni(OH)3 проявляют сильные окислительные свойства и восстанавливаются до катионов Ni2+ и Со2+ : 4Co(OH)3 + 4H2SO4 = 4CoSO4 + O2↑ + 10H2O Гидроксид железа (III) при кипячении с концентрированным раствором щелочи образует ферриты – соли железистой кислоты: Fe(OH)3 + NaOH = NaFeO2 + 2H2O Таким образом, гидроксид Fe(OH)3 проявляет амфотерные свойства. Гидроксиды Fe(II), Fe(III), Co(II), Co(III), Ni(II) не растворимы. В комплексных соединениях Fe, Co, Ni являются центральными ионами – комплексообразователями с координационными числами 4 или 6. 3. Практическая часть. Опыт 1. а) Название эксперимента. Получение гидроксида железа (II) и изучение его свойств. б) Ход эксперимента. В 3 ячейки капельного планшета поместим по 1 капле светло - салатового раствора сульфата железа (II) К каждой капле добавим по 1 капле раствора гидроксида натрия. в) Наблюдения. Выпадает салатовый осадок. г) Уравнения реакции. FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2 ↓+ Na2SO4 д) Иллюстрационный материал. FeSO4 NaOH Fe(OH)2 + Na2SO4 е) Вывод. При взаимодействии солей железа (II) со щелочами получается гидроксид железа (II) Fe(OH)2. ж) Ход эксперимента. После этого добавим к одной капле еще 2 капле гидроксида натрия NaOH, к другой 2 капли серной кислоты H2SO4, а третью оставим на воздухе O2. з) Наблюдения. Осадок растворяется лишь в ячейке с избытком кислоты и темнеет в присутствии кислорода воздуха. и) Уравнения реакции. Fe(OH)2 + NaOH = реакция не идет Fe(OH)2 + H2SO4 = FeSO4 + 2H2O 4Fe(OH)2 + O2 = 2Fe2O3 + 4H2O Fe+2 - 1ē = Fe+3 2 восстановитель 0 -2 O2 + 2ē = 2O 1 окислитель к) Иллюстрационный материал. реакция окисления реакция восстановлений Реакция не идет Fe(OH)2 NaOH Fe(OH)2 H2SO4 FeSO4 + H2O Fe(OH)2 O2 Fe2O3 + H2O л) Вывод. Так как гидроксид железа (II) не растворяется в щелочи и растворяется в кислоте, то он является основным. Опыт 2. а) Название эксперимента. Получение гидроксида железа (III) и изучение его свойств. б) Ход эксперимента. В две ячейки капельного планшета поместим по капле темно – желтого раствора хлорида железа (III) FeCl3. К каждой капле добавим по 1 капле раствора гидроксида натрия NaOH. в) Наблюдения. Выпадает янтарный осадок. г) Уравнения реакции. FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3 ↓+ 3NaCl д) Иллюстрационный материал. FeCl3 NaOH Fe(OH)3 ↓+ NaCl е) Вывод. При взаимодействии солей железа (III) с щелочами получается гидроксид железа (III) Fe(OH)3. ж) Ход эксперимента. После этого к одной капле добавим 2 капли раствора серной кислоты H2SO4, а ко второй еще 2 капли раствора гидроксида натрия NaOH. з) Наблюдения. В ячейке с кислотой осадок растворяется, в ячейке с избытком щелочи очень медленно происходит растворение осадка. и) Уравнения реакции. 2Fe(OH)3 + 3H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 6H2O Fe(OH)3 + NaOH = NaFeO2 + H2O к) Иллюстрационный материал. Fe(OH)3 H2SO4 Fe2(SO4)3 + H2O Fe(OH)3 NaOH NaFeO2 + H2O л) Вывод. Так как гидроксид железе (III) растворяется в кислоте и растворяется в щелочи, то он является амфотерным. Опыт 3. а) Название эксперимента. Качественные реакции на ионы Fe2+ и Fe3+. б) Ход эксперимента. В ячейку капельного планшета поместим 1 каплю раствора сульфата железа (II) FeSO4. Добавим 1 каплю гексацианоферрата (III) калия (красной кровяной соли) K3[Fe(CN)6]. в) Наблюдения. Цвет раствора становится темно – синим. г) Уравнения реакции. 3FeSO4 + 2K3[Fe(CN)6] = Fe3[Fe(CN)6]2 + 3K2SO4 д) Иллюстрационный материал. FeSO4 K3[Fe(CN)6 Fe3[Fe(CN)6]2 + K2SO4 ] е) Вывод. Чтобы обнаружить ионы Fe2+ надо провести качественную реакцию с гексацианоферрата (III) калия (красной кровяной солью) K3[Fe(CN)6]. ж) Ход эксперимента. В ячейку капельного планшета поместим 1 каплю темно – желтого раствора хлорида железа (III) FeCl3. Добавим к ней 1 каплю раствора гексацианоферрата (II) калия (желтой кровяной соли) K4[Fe(CN)6]. з) Наблюдения. Цвет раствора становится темно – синим. и) Уравнения реакции. 4FeCl3 + 3K4[Fe(CN)6] = Fe4[Fe(CN)6]3 + 12KCl к) Иллюстрационный материал. FeCl3 K4[Fe(CN)6] Fe4[Fe(CN)6]3 + KCl л) Вывод. Чтобы обнаружить ионы Fe3+ надо провести качественную реакцию с гексацианоферрата (II) калия (желтой кровяной солью) K4[Fe(CN)6]. Опыт 4. а) Название эксперимента. Окислительные свойства Fe3+. б) Ход эксперимента. В ячейку капельного планшета поместим 1 каплю темно – желтого раствора хлорида железа (III) FeCl3. Добавим 1 каплю раствора иодида калия KJ. Поместим в ячейку после этого крахмальную бумажку. в) Наблюдения. Цвет раствора становится оранжевым. Крахмальная бумажка окрашивается в синий цвет. г) Уравнения реакции. 2FeCl3 + 2KJ = 2FeCl2 + J2 + 2KCl Fe+3 + 1ē = Fe+2 2 окислитель 2J- - 2ē = J20 1 восстановитель д) Иллюстрационный материал. FeCl3 KJ FeCl2 + J2 + KCl е) Вывод. Окрас крахмальной бумажки в синий цвет указывает на присутствие свободного йода в растворе. Fe3+ является сильным окислителем. Опыт 5. а) Название эксперимента. Получение гидроксида кобальта (II) и изучение его свойств. б) Ход эксперимента. В 3 ячейки капельного планшета поместим по 1 капле раствора хлорида кобальта (II) СоCl2. К каждой капле добавим по 1 капле раствора гидроксида натрия NaOH. в) Наблюдения. Выпадает синий осадок. г) Уравнения реакции. СоCl2 + 2NaOH = Co(OH)2 ↓+ 2NaCl д) Иллюстрационный материал. СоCl2 NaOH Co(OH)2 + NaCl е) Вывод. При взаимодействии солей кобальта (II) с щелочами получается гидроксид кобальта (II) Co(OH)2. ж) Ход эксперимента. После этого добавим к одной капле еще 2 капле гидроксида натрия, к другой 2 капли серной кислоты, а к третьей 1 каплю пероксида водорода. з) Наблюдения. В ячейке с кислотой осадок растворился, в ячейке с избытком щелочи осадок ничего не произошло, в ячейке с пероксидом водорода - бурый осадок. и) Уравнение реакции. Со(OH)2 + NaOH = реакция не идет Со(OH)2 + H2SO4 = СоSO4 + 2H2O Со(OH)2 + Н2O2 = Со(OH)3 к) Иллюстрационный материал. Co(OH)2 NaOH Реакция не идет Co(OH)2 H2SO4 СоSO4 + H2O Co(OH)2 Н2 O2 Со(ОН)3 л) Вывод. Так как гидроксид кобальта (II) не растворяется в щелочи и растворяется в кислоте, то он является основным. Опыт 6. а) Название эксперимента. Получение аммиаката кобальта (II). б) Ход эксперимента. В ячейку капельного планшета внесем 1 каплю раствора аммиака NH4ОН и 1 каплю розового раствора хлорида кобальта (II) СоCl2. в) Наблюдения. Выпадает голубой осадок. г) Уравнения реакции. CoCl2 + 2NH4ОН = Co(OH)2 ↓ + 2NН4Сl д) Иллюстрационный материал. СоCl2 NH4ОН Co(OH)2 + NН4Сl е) Вывод. При взаимодействии солей кобальта (II) с аммиаком получается гидроксид кобальта (II) Co(OH)2. ж) Ход эксперимента. Добавим до растворения осадка раствор аммиака. з) Наблюдение. Выпадает голубой осадок. и) Уравнение реакции. Co(OH)2 + 6NH4ОН = [Co(NH3)6](OH)2 + 6H2O к) Иллюстрационный материал. Со(ОН)2 NH4ОН [Co(NH3)6](OH)2 + H2O л) Вывод. При взаимодействии гидроксида кобальта (II) с аммиаком получается аммиакат кобальта [Co(NH3)6](OH)2. Опыт 7. а) Название эксперимента. Получение гидроксида никеля и изучение его свойств. б) Ход эксперимента. В 3 ячейки капельного планшета поместим по 1 капле раствора сульфата никеля (II) NiSO4 . К каждой капле добавим по 1 капле раствора гидроксида натрия NaOH. в) Наблюдения. Выпадает салатовый осадок. г) Уравнения реакции. NiSO4 + 2NaOH = Ni(OH)2 ↓+ Na2SO4 д) Иллюстрационный материал. NaOH NiSO4 Ni(OH)2 + Na2SO4 е) Вывод. При взаимодействии солей никеля (II) с щелочами получается гидроксид никеля (II) Ni(OH)2. ж) Ход эксперимента. После этого добавим к одной капле еще 2 капле гидроксида натрия NaOH, к другой 2 капли серной кислоты H2SO4, а к третьей добавим раствор пероксида водорода H2O2. з) Наблюдения. Осадок не растворяется в ячейке с избытком щелочи и в ячейке с пероксидом. и) Уравнения реакции. Ni(OH)2 + NaOH = реакция не идет Ni(OH)2 + H2SO4 = NiSO4 + 2H2O Ni(OH)2 + H2O2 = реакция не идет к) Иллюстрационный материал. Ni(OH)2 NaOH Ni(OH)2 H2SO4 Ni(OH)2 H2O2 Реакция не идет NiSO4 + H2O Реакция не идет л) Вывод. Так как гидроксид никеля (II) не растворяется в щелочи и растворяется в кислоте, то он является основным. Опыт 8. а) Название эксперимента. Получение аммиаката никеля. б) Ход эксперимента. В ячейку капельного планшета внесем 1 каплю аммиака NH4ОН и 1 каплю сульфата никеля (II) NiSO4. в) Наблюдения. Выпадает светло-голубой осадок. г) Уравнения реакции. NiSO4 + 2NH4ОН = Ni(OH)2 ↓ + (NН4)2SO4 д) Иллюстрационный материал. NiSO4 NH4ОН Ni(OH)2 + (NН4)2SO4 е) Вывод. При взаимодействии солей никеля (II) с аммиаком получается гидроксид никеля (II) Ni(OH)2. ж) Ход эксперимента. Добавим еще до растворения осадка 2 капли раствора аммиака NH4ОН. з) Наблюдение. Выпадает голубой осадок. и) Уравнение реакции. Ni(OH)2 + 6NH4ОН = [Ni(NH3)6](OH)2 + 6H2O к) Иллюстрационный материал. Ni(ОН)2 NH4ОН [Ni(NH3)6](OH)2 + H2O л) Вывод. При взаимодействии гидроксида никеля (II) Ni(OH)2 с аммиаком NH4ОН получается аммиакат никеля [Ni(NH3)6](OH)2. 4. Контрольные вопросы. 1. Напишите уравнения двух реакций, при помощи которых можно различить в растворе ионы Fe2+ и Fe3+. 3FeSO4 + 2K3[Fe(CN)6] = Fe3[Fe(CN)6]2 + 3K2SO4 4FeCl3 + 3K4[Fe(CN)6] = Fe4[Fe(CN)6]3 + 12KCl 2. Какова степень окисления железа в солях K3[Fe(CN)6], Fe3[Fe(CN)6]2 K4[Fe(CN)6], Fe4[Fe(CN)6]3 ? K3[Fe(CN)6] - +6; Fe3[Fe(CN)6]2 - +2; K4[Fe(CN)6] - +6; Fe4[Fe(CN)6]3 - +3. 3. Приведите примеры комплексных соединений Co и Ni с координационными числами 4 и 6. [Ni(NH3)6](OH)2 – для никеля [Co(NH3)6](OH)2 – для кобальта