ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ ГОСУДАРСТВЕННОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ «УФИМСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ НЕФТЯНОЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ» Филиал в г. Салавате Кафедра химико-технологических процессов ЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМ ПО ОБЩЕЙ ХИМИИ для студентов очной, очно-заочной и заочной форм обучения инженерно-технических специальностей Уфа 2006 2 Лабораторный практикум предназначен для студентов высших учебных заведений инженерных специальностей, изучающих курс общей химии. В теоретическом материале каждого раздела рассматриваются физические и химические свойства металлов, основанные на электронной конфигурации. Приводятся примеры химических реакций взаимодействия металлов с различными веществами. Лабораторные работы разработаны на основе имеющихся на кафедре химико-технологических процессов, приборов и реактивов и сопровождаются перечнем вопросов для подготовки к их защите. В практикум включены лабораторные работы по изучению свойств металлов, что позволит студентам изучить и усвоить курс общей химии по разделу «Металлы». Составители: Михольская И.Н., доц., канд. биол. наук Фомина В.В., ассистент Рецензенты: Газиев Р.Р., доц., канд. техн. наук Шеин В.П., инженер по подготовке производства II категориипроизводственного отдела ПДУ ОАО «Салаватнефтеоргсинтез», канд. техн. наук Уфимский государственный нефтяной технический университет, 2006 3 Введение Из 110 известных к настоящему времени элементов только 22 относятся к неметаллам, большинство же элементов - металлы. Металлы отличаются от неметаллов физическими, химическими, механическими свойствами. Особенности этих отличий обусловлены электронным строением простых веществ и зависят от числа и типа валентных электронов атомов элементов. К металлам относятся все s-, d-, f-элементы, а также p-элементы, условно располагающиеся в нижней части периодической системы от диагонали, проведенной от бора к астату. В подавляющем числе простых веществ этих элементов реализуется металлическая связь. Металлы - элементы, атомы которых имеют сравнительно мало электронов на внешней электронной оболочке (главным образом 1, 2 и 3) и проявляют электроположительные свойства, т. е. обладают низкой электроотрицательностью (меньше 2). Почти все металлы тяжелее воды, твердые вещества в компактном состоянии. Им присущ металлический блеск. Большинство из них серые или белые, но медь, цезий и золото – красного или желтого цвета. В высокодисперсном состоянии металлы обычно имеют черный цвет и не блестят. Лабораторная работа № 1 ОБЩИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ 1 Теоретическая часть Металлы – это простые вещества, которым одновременно присущи высокие и изотропные электро- и теплопроводность, электронная эмиссия, ковкость, характерные металлический блеск и звон при ударе, в подавляющем большинстве высокая плотность и твердость в компактном состоянии и при условиях, близких к нормальным. Главным признаком металлов как химических веществ является их способность «отдавать» электроны атомам и ионам других веществ. Характерным химическим свойством металлов является их восстановительная активность. 4 Металлы – восстановители в подавляющем большинстве случаев и, как правило, не бывают окислителями. Но примеры того, что они все же могут присоединять электроны, имеются. Например, натрий хорошо растворяется в аммиаке. 2 Экспериментальная часть Опыт 1 Получение нерастворимых гидроксидов металлов В отдельные пробирки на кончике микрошпателя внести оксиды Fe (II), Zn, Cu (II). Прилить в каждую из пробирок по 10-20 капель дистиллированной воды, размешать стеклянной палочкой. Что при этом происходит? Почему? В другие три пробирки налить по три капли FeCl3 , ZnSO4, CuSO4. В каждую пробирку добавить по одной капле 2н раствора щелочи NaOH. Что происходит? Составить уравнения происходящих реакций в молекулярном, ионном и сокращенном ионном виде. Опыт 2 Получение сульфидов металлов и сопоставление их свойств В отдельные пробирки внести по 2-3 капли растворов солей натрия, кальция, алюминия, железа (III), марганца (II), цинка, кадмия, меди (II). В каждую из пробирок добавить по 2-3 капли свежеприготовленной сероводородной воды. Что при этом происходит? В каких пробирках образовались осадки? Указать цвет осадков. Проверить отношение этих осадков к разбавленной соляной кислоте. В пробирки, где осадки не образовались, добавить несколько капель концентрированного раствора аммиака. Что при этом происходит? Какие сульфиды при этом образовались? Почему? Сделать вывод о растворимости сульфидов различных металлов. Составить уравнения всех происходящих реакций в молекулярном, ионном и сокращенном ионном виде. Опыт 3 Получение комплексных ионов металлов 3.1 В пробирку с 3-4 каплями хлорида кобальта (II) добавить на кончике микрошпателя кристаллического KCNS. Что происходит? Составить уравнения реакций образования комплексного соединения кобальта, зная, что к.ч. Со=4. 5 3.2 Получить обменной реакцией гидроксид меди (II) и растворить его в избытке концентрированного раствора NH4OH. Составить уравнение происходящих реакций в молекулярном и ионном виде, зная, что к.ч. Cu=4. Опыт 4 Окислительно-восстановительные свойства металлов и их ионов 4.1 Поместить в отельные пробирки по кусочку цинка, меди, олова, железа и прибавить в каждую из них по 5-6 капель соли свинца (II). Что происходит? Составить уравнения происходящих реакций. 4.2 Поместить в отдельные пробирки по кусочку цинка, меди, олова, железа и прибавить в каждую по 5-6 капель разбавленной соляной кислоты. В случае если реакция не протекает при обычных условиях, осторожно нагреть пробирку пламенем спиртовки. Составить уравнения происходящих реакций. 4.3 В пробирки с кусочками меди, алюминия, железа добавить по 5-6 капель 2н раствора щелочи NaOH. В случае если реакция не протекает при обычных условиях, осторожно нагреть пробирку пламенем спиртовки. Что происходит? Почему? Составить уравнения происходящих реакций. 4.4 Проделать следующие реакции и объяснить окислительновосстановительные свойства соединений металлов в них: а) 2-3 капли FeCl3 + 2-3 капли KJ → …; б) 2-3 капли CuSO4 +2-3 капли KJ → …; в) KMnO4 + H2SO4 + FeSO4 → … . Опыт 5 Вытеснение металлов из их соединений другими металлами 5.1 В три пробирки поместить по 2-3 капли растворов сульфата меди (II), сульфата натрия, ацетата свинца (II). В каждую из пробирок положить по кусочку металлического цинка и дать постоять. Что происходит? 5.2 Аналогичный опыт провести с растворами ZnSO4, Al2(SO4)3, Hg(NO3)2, заменив Zn на Cu. На основании проведенных опытов сделать вывод о направлении течения этих реакций. Составить уравнения происходящих реакций. 6 Опыт 6 Взаимодействие Zn с KMnO4 в кислой и щелочной среде В две пробирки, налить по 5-6 капель раствора перманганата калия, добавить немного цинкового порошка, затем в одну пробирку добавить 5-6 капель разбавленного раствора серной кислоты, а в другую 5-6 капель разбавленного раствора щелочи NaOH. Содержимое пробирок перемешать и, дав осесть избытку цинка, отметить изменение цвета раствора в каждой пробирке. Написать уравнения соответствующих реакций, учитывая, что фиолетовая окраска раствора характерна для иона MnO41−; зеленая – для иона MnO42−; слабо-розовая, почти бесцветная – для иона Mn2+. Опыт 7 Получение гидроксида меди (II), нерастворимого в воде, и его разложение при нагревании В пробирку налить 5-6 капель раствора CuSO4 и добавить 5 капель разбавленного раствора щелочи NaOH. Отметить цвет выпавшего осадка гидроксида меди (II). Осторожно нагреть пробирку с осадком пламенем спиртовки до тех пор, пока цвет осадка не изменится. Какого цвета вновь образованный осадок? Какое соединение при этом образуется? Написать уравнения происходящих реакций. 3 Контрольные вопросы 1 Местоположение металлов в периодической системе и в ряду напряжений. Дайте количественную оценку их активности. 2 Окислительно-восстановительные свойства металлов и их ионов. 3 Оксиды металлов, их получение, свойства. 4 Роль ионов металлов в образовании комплексных ионов. 5 Дописать уравнения ОВР: а) Cu + HNO3 → …; б) Zn + HCl → …; в) Mg + HNO3 → …; г) Al + H2SO4 → … 7 6 Никелевые пластинки опущены в водные растворы следующих солей: MgSO4, NaCl, CuSO4, AlCl3, ZnCl2, Pb(NO3)2. C какими растворами солей будет взаимодействовать никель? Почему? Напишите уравнения реакций. 7 Какие из приведенных ниже реакций могут протекать самопроизвольно: а) KMnO4 + Ag + H2O → MnO2 + Ag2O + KOH; б) KMnO4 + Ag + HCl → MnCl2 + AgCl + H2O? Лабораторная работа № 2 МЕТАЛЛЫ IА И IIA ПОДГРУПП 1 Теоретическая часть Металлы, расположенные в IA и IIА подгруппах периодической системы Д.И. Менделеева, являются S-элементами. Они обладают высокой химической активностью, поэтому в природе встречаются исключительно в виде многочисленных соединений, в которых они содержатся в виде положительно заряженных ионов. Получение этих металлов возможно только электролизом преимущественно расплавленных солей, так как они почти все активно реагируют с водой, образуя растворы гидроксидов - щелочи. Металлы IA группы получили название щелочных, а металлы IIА группы - щелочноземельных. 1.1 Щелочные металлы Щелочными элементами называются литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций. Они характеризуются незначительной твердостью, малой плотностью и низкими температурами плавления и кипения. Наименьшую плотность имеет литий, самую низкую температуру плавления - франций Конфигурация внешней электронной оболочки s-металлов IA подгруппы …ns1. На предыдущей электронной оболочке у атома лития содержится два электрона, а у атомов остальных щелочных элементов – по восемь электронов. Начиная с четвертого периода атомы (К; Rb; Cs; Fr) имеют свободные незаполненные уровни, заполняющиеся в последующих периодах (d; f; g). Появление сво- 8 бодных электронных уровней, увеличение заряда ядра и общего числа электронов в атоме при переходе сверху вниз по подгруппе создает некоторые различия в их свойствах. Щелочные металлы принадлежат к числу наиболее активных в химическом отношении элементов. Имея во внешнем электронном слое только по одному электрону, находящемуся на сравнительно большом удалении от ядра, атомы довольно легко отдают этот электрон, т. е. характеризуются низкими энергиями ионизации. При этом энергия ионизации уменьшается при переходе от лития к цезию. Восстановительная активность элементов при этом возрастает. При химических реакциях атомы щелочных металлов, легко теряя электроны, проявляют себя как сильнейшие восстановители: Ме – е- → Ме1+ По отношению к щелочным металлам все элементы с высокой электроотрицательностыо являются окислителями. 1.2 Щелочноземельные металлы В главную подгруппу II группы входят элементы бериллий, магний, кальций, стронций, барий и родий. Все эти элементы, кроме бериллия, обладают ярко выраженными металлическими свойствами. В свободном виде они представляют собой серебристо–белые вещества, более твердые, чем щелочные металлы, с довольно высокими температурами плавления. По плотности все они, кроме радия, относятся к легким металлам. Первые два элемента отличаются во многих отношениях от остальных четырех элементов. Все изотопы радия радиоактивны. Конфигурация внешней электронной оболочки s-металлов IIA подгруппы …ns2. На предыдущей электронной оболочке у атома бериллия находится два электрона, а у остальных – восемь. Начиная с атома Са появляются свободные незаполненные электронами уровни (р, d, f, g) заполняющиеся в последующих периодах. Появление свободных уровней у Ca, Sr, Ва и Ra делает эти элементы более химически активными и отличающимися по физическим свойствам от Be и Mg. 9 Два электрона внешней оболочки сравнительно легко отщепляются от атомов, которые превращаются при этом в положительные двухзарядные ионы. Поэтому в химической активности эти элементы лишь немного уступают щелочным металлам, но все же металлы IIА группы сохраняют высокие восстановительные свойства. В химических реакциях для всех s - металлов IIА группы характерна реакция образования ионной связи с потерей двух электронов. Они довольно быстро окисляются на воздухе и могут вытеснять водород из воды при комнатной температуре. Кальций, стронций и барий издавна называются щелочноземельными элементами. Все они типичные металлы. При их сжигании всегда получаются оксиды, которые при растворении в воде образуют гидроксиды. Пероксиды щелочноземельных металлов гораздо менее стойки чем пероксиды щелочных металлов. Щелочноземельные металлы могут соединяться с водородом, образуя гидриды; с азотом, образуя нитриды. В отличие от солей щелочных металлов, многие из солей щелочноземельных металлов малорастворимые в воде. 2 Экспериментальная часть Опыт 1 Химические свойства пероксида натрия 1.1 Взаимодействие пероксида натрия с водой В пробирку внести один микрошпатель порошка пероксида натрия, добавить 810 капель дистиллированной воды и размешать стеклянной палочкой. Доказать присутствие в полученном растворе щелочи, добавив к нему одну каплю фенолфталеина. Написать уравнение реакции взаимодействия пероксида натрия с водой. 1.2 Окислительные свойства пероксида натрия Внести в тигель три микрошпателя порошка пероксида натрия, 2 микрошпателя порошка карбоната натрия и немного (на кончике микрошпателя) растертого в порошок сульфата хрома (III). Смесь тщательно перемешать стеклянной палочкой, поставить тигель в треугольник и нагреть пламенем спиртовки до сплавления смеси. Охладить тигель на воздухе, добавить в него 8-10 капель дистиллированной воды, перемешать стеклянной палочкой содержимое тигля, дать смеси отстояться и перелить раствор в пробирку. Отметить цвет образовавшегося хромата натрия. 10 Написать уравнение реакции взаимодействия пероксида натрия с сульфатом хрома (III) в присутствии карбоната натрия, учитывая, что при этом выделяется оксид углерода (II). в) Восстановительные свойства пероксида натрия. Внести в пробирку 4-5 капель раствора перманганата калия, добавить 1 микрошпатель порошка пероксида натрия и все перемешать. Отметить появление газа и бурого осадка. Написать уравнение реакции. Опыт 2 Реакция среды в растворах карбоната и бикарбоната натрия Внести в три пробирки по 6-7 капель дистиллированной воды. В каждую из них прибавить 2-3 капли раствора фенолфталеина. В одну пробирку внести один микрошпатель кристаллического карбоната натрия, в другую - такое же количество кристаллического гидрокарбоната натрия, третью пробирку оставить для сравнения. Перемешать растворы стеклянной палочкой. Сравнить окраску фенолфталеина в растворах солей с его окраской в третьей пробирке. Все три пробирки сохранить в качестве контрольных для следующего опыта. Ответить на вопросы. 1) Какая среда и почему в растворах карбоната натрия и гидрокарбоната натрия? Написать молекулярные, ионные и сокращенные ионные уравнения реакций? 2) Почему оттенок окраски фенолфталеина в растворах различен? Ответ мотивировать? Опыт 3 Получение гидроксида магния и его растворение в кислоте и солях аммония Внести в две пробирки по 3 капли раствора соли магния и в каждую из них добавить по 4 капли раствора гидроксида натрия. В одну из пробирок, помешивая содержимое стеклянной палочкой, прибавить 2н раствор соляной кислоты, отсчитывая число добавляемых капель, до полного растворения осадка. В другой пробирке таким же способом, помешивая стеклянной палочкой и считая добавленные капли, растворить осадок гидроксида магния в 2н растворе хлорида аммония. В каком случае для растворения осадка потребовалось большее количество реактива? 11 Написать молекулярные и ионные уравнения реакций: а) получение гидроксида магния; б) растворение гидроксида магния в кислоте; в) растворение гидроксида магния в растворе соли аммония. Пользуясь правилом произведения растворимости и константами диссоциации, объяснить растворение гидроксида магния при добавлении хлорида аммония. В каком реактиве растворение идет труднее в соляной кислоте или в хлориде аммония? Опыт 4 Некоторые малорастворимые соли магния. Получение гидроксокарбоната магния В пробирку к 2-3 каплям соли магния добавить карбонат натрия до образования осадка основного карбоната магния. Отметить выделение газа. Испытать отношение осадка основной соли магния к 2н раствору соляной кислоты. Написать в молекулярной и ионной форме уравнение реакции образования основного карбоната магния, предполагая, что состав основной соли магния выражается формулой (MgOН)2CО3. Почему не выпадает нормальный карбонат? Написать молекулярное и ионное уравнения реакций взаимодействия гидроксокарбоната магния с кислотой. Опыт 5 Сравнительная растворимость сульфата и карбоната кальция Получить сульфат кальция, добавив к 3-4 каплям раствора хлорида кальция 5-6 капель раствора сульфата натрия. Перемешать содержимое пробирки палочкой и дать постоять, чтобы осадить осадок на дно пробирки. Затем осторожно перенести пипеткой полученный прозрачный раствор над осадком в чистую пробирку и убедиться в полноте осаждения сульфата кальция, добавив еще одну каплю раствора сульфата натрия. Внести в эту же пробирку несколько капель раствора карбоната натрия. Что наблюдается? Описать проделанную работу. Пользуясь правилом произведения растворимости и таблицей величин ПР, объяснить, почему раствор, после того как из него выпал осадок CaSO4, снова образует осадок при добавлении карбоната натрия? 12 Опыт 6 Получение оксида магния и взаимодействие его с водой Взять пинцетом 2–3 см магниевой ленты и зажечь ее в пламени спиртовки. Как только магний загорится, вынуть его из пламени и положить в тигель, прибавить несколько капель дистиллированной воды, размешать стеклянной палочкой и перелить содержимое в пробирку. Почему жидкость мутная? Добавить одну каплю фенолфталеина. Под действием каких ионов изменил свою окраску фенолфталеин? Описать наблюдаемые явления. Ответить на вопросы. Написать уравнения реакций: а) образования оксида магния при его горении; б) взаимодействия оксида магния с водой. Опыт 7 Получение карбоната и гидрокарбоната кальция Наполнить пробирку на ½ ее объема известковой водой и пропускать в нее диоксид углерода, полученный в аппарате Киппа. Отметить появление осадка карбоната кальция. Продолжать пропускать диоксид углерода до растворения осадка, которое происходит вследствие образования растворимого гидрокарбоната кальция. Как называется вода, содержащая эту соль? Раствор сохранить до следующего опыта. Отметить наблюдаемые явления и написать уравнения реакций: а) образования карбоната кальция при взаимодействии диоксида углерода с известковой водой; б) растворения карбоната кальция под действием диоксида углерода и воды с образованием гидрокарбоната кальция. Опыт 8 Устранение карбонатной ("временной") жесткости воды Временная жесткость воды устраняется путем нейтрализации гидрокарбонатов с помощью щелочи. Разделить полученный в предыдущем опыте раствор на две части, перенеся пипеткой его половину в другую пробирку. Одну из пробирок, укрепив в держателе и слегка наклонив, осторожно нагреть пламенем спиртовки до появления осадка. Во второй пробирке получить тот же осадок, 13 добавив 1–2 капли раствора гидроксида натрия. Отметить все наблюдаемые явления и написать уравнения реакций: а) разрушения при кипячении гидрокарбоната натрия; б) взаимодействия гидрокарбоната натрия со щелочью. Опыт 9 Взаимодействие магния с кислотами Положить в 3 пробирки по небольшому кусочку магниевой ленты и прилить по 1-2 мл разбавленных растворов соляной, серной и азотной кислот. Что наблюдаете? Какое положение занимает магний в ряду напряжений металлов? Какой газ выделяется при взаимодействии с соляной и серной кислотами? Составить уравнения реакций, учитывая, что при взаимодействии металлов с азотной кислотой газообразными продуктами являются оксиды азота, азот, аммиак и соли аммония. Опыт 10 Получение оксида и гидроксида кальция Тигельными щипцами прокалить небольшой кусочек мела в пламени спиртовки. Поместить его в фарфоровую чашку и после охлаждения смочить несколькими каплями воды, каждый раз давая ей впитаться. Что происходит? Какое название имеет технический процесс, основанный на этой реакции? Полученный порошок размешайте с небольшим количеством воды и перелейте в 2 пробирки. В одну из них прилейте 1–2 капли фенолфталеина. Что наблюдается? В другую пробирку прилейте несколько капель раствора соляной кислоты. Что наблюдается? Составить молекулярные, ионные и сокращенные ионные уравнения всех происходящих процессов (3 реакции). Объяснить явления, происходящие при прибавлении фенолфталеина и соляной кислоты в пробирки. С чем это связано? Опыт 11 Получение оксалатов щелочноземельных металлов Получить осадки оксалатов кальция, стронция и бария, добавив к 3–4 каплям раствора соли каждого из металлов такое же количество оксалата аммония (NH4)С2О4. Испытать действие 2н раствора соляной кислоты на осадки оксалатов. Написать молекулярные и ионные уравнения реакций: а) образования оксалатов щелочноземельных металлов; 14 б) растворения оксалатов щелочноземельных металлов в соляной кислоте. Опыт 12 Окрашивание пламени солями щелочноземельных металлов Стальную проволоку с петелькой на конце внести в концентрированную соляную кислоту, а затем прокалить в пламени спиртовки. При этом проволока не должна окрашивать пламя. Охладить проволочку на воздухе, опустить в насыщенный раствор хлорида бария и ввести в пламя спиртовки. Отметить цвет пламени. Опыт повторить с насыщенными растворами хлоридов стронция и кальция. Перед каждым опытом проволочку промыть концентрированным раствором соляной кислоты и прокалить. Описать наблюдаемые явления. 3 Контрольные вопросы 1 Положение s - элементов в периодической системе. Строение их атомов. 2 Природные соединения щелочных металлов. Почему они не встречаются в природе в свободном виде? 3 Какие соединения образуются в результате взаимодействия натрия: а) с кислородом; б) с серой; в) с водородом; г) с пероксидом натрия? 4 Назовите характерные физические свойства щелочных металлов. 5 Что служит сырьем для получения металлического натрия электролитическим способом? Составьте схему электролиза. 6 Гидроксиды кальция и магния. Их получение. Отношение к воде, кислотам, щелочам. 7 Оксиды кальция и магния. Их получение. Отношение к воде, кислотам, щелочам. 8 Что представляет собой по химическому составу: а) гипс; б) мел; в) известь гашеная и негашеная; г) мрамор; д) доломит? 9 Составьте уравнение реакции гашения извести. 10 К осадку гидроксида магния раздельно прибавили: а) избыток щелочи; б) раствор сульфата аммония; в) раствор сульфата натрия. Составьте уравнения происходящих реакций. 15 11 Составьте уравнения реакций, выражающих отношение кальция к неметаллам, металлам, воде. 12 Какой гидроксид является более сильным основанием: гидроксид кальция или калия; кальция или бериллия? Ответ обоснуйте. 13 Написать формулы веществ: каустической соды, кристаллической соды, кальцинированной соды, питьевой соды. 14 Составьте уравнения реакций, выражающих отношение магния к кислороду воздуха, воде, кислотам, щелочам. 15 Составьте уравнения реакций горения в избытке кислорода: лития, натрия, калия. 16 Составьте уравнения реакций гидролиза пероксида натрия. Лабораторная работа №3 БОР. АЛЮМИНИЙ 1 Теоретическая часть Бор и алюминий – это элементы главной подгруппы третьей группы. В практическом отношении являются наиболее важными из элементов третьей группы. Они характеризуются наличием трех электронов на внешней электронной оболочке атома и относятся к р-элементам. В соединениях они проявляют степень окисления +3. Бор – сравнительно мало распространен в природе. К главным природным соединениям бора относятся борная кислота Н3ВО3 и соли борных кислот, из которых наиболее известна бура Na2B4O7·10H2O. Электронная конфигурация внешней электронной оболочки бора 2s2p1. На предвнешней оболочке расположены 2 электрона – 1s2. Хотя бор расположен в третьей группе периодической системы, он по своим свойствам наиболее сходен не с другими элементами этой группы, а с элементом четвертой группы – кремнием. В этом проявляется «диагональное» 16 сходство. Так, бор, как и кремний, образует слабые кислоты, не проявляющие амфотерных свойств, тогда как Al(OH)3 – амфотерное основание. У бора преобладают неметаллические свойства. Природный бор состоит из двух стабильных изотопов: 105В и 115В. Бор мало реакционноспособное вещество. При комнатной температуре он соединяется только с фтором, на воздухе он не окисляется. Алюминий – самый распространенный в земной коре металл. Он входит в состав глин, полевых шпатов, слюд и других минералов. Электронная конфигурация внешней электронной оболочки 3s2p1d0. Одинаковое сходство внешней электронной оболочки атома бора и алюминия обусловливает сходство в свойствах этих элементов. Для алюминия, как и для бора, характерна только степень окисления +3. Однако при переходе от бора к алюминию сильно возрастает радиус атома (от 9 до 143 пм) и, кроме того, появляется еще один восьмиэлектронный слой, экранирующий экран. Все это приводит к ослаблению связи внешних электронов с ядром и к уменьшению энергии ионизации атома. Поэтому у алюминия металлические свойства выражены сильнее, чем у бора. Другая особенность алюминия по сравнению с бором заключается в существовании свободных d-подоболочек во внешней электронной оболочке его атома. Благодаря этому координационное число алюминия в его соединениях может равняться не только четырем, как у бора, но и шести. 2 Экспериментальная часть Опыт 1 Гидролиз буры В пробирку с 5-6 каплями нейтрального раствора фенолфталеина добавить 3-5 капель раствора буры. Как изменилась окраска фенолфталеина? Написать уравнения гидролиза буры по ступеням, учитывая, что в результате гидролиза по первой ступени образуется ортоборная кислота и метаборат натрия NaBO2, по второй ступени - ортоборная кислота и гидроксид натрия. 17 Опыт 2 Получение малорастворимых боратов В две пробирки внести по 3-4 капли насыщенного раствора буры и добавить по несколько капель растворов: в первую – нитрата серебра (I), во вторую – сульфата меди (II). Отметить цвета выпавших осадков. Написать уравнение реакций, учитывая, что в обеих реакциях участвует вода, получается ортоборная кислота, выпадающие осадки представляют собой в первой пробирке метаборат серебра (I), во второй - гидроксометаборат меди (II) СuOHBO2. Опыт 3 Взаимодействие алюминия с кислотами 3.1 Взаимодействие алюминия с разбавленной и концентрированной соляной кислотой В две пробирки внести по маленькому кусочку алюминия и добавить в одну пробирку 5-8 капель 2н раствора соляной кислоты, а в другую – столько же концентрированной соляной кислоты. Отметить как протекает реакция с разбавленной и концентрированной соляной кислотой? Какой газ выделяется? Описать наблюдаемое. Написать уравнения реакций. 3.2 Взаимодействие алюминия с разбавленной и концентрированной серной кислотой В две пробирки внести по маленькому кусочку алюминия и добавить в одну пробирку 5-8 капель 2н раствора серной кислоты, а в другую– столько же концентрированной серной кислоты. Какова активность взаимодействия алюминия с серной кислотой по сравнению с соляной? Осторожно нагреть каждую из пробирок маленьким пламенем спиртовки. Отметить, какой газ выделяется при взаимодействие алюминия с 2н серной кислотой? Установить по запаху выделение сернистого газа при взаимодействие алюминия с концентрированной серной кислотой без нагревания. Отметить выделение свободной серы при нагревании алюминия с концентрированной серной кислотой. Описать наблюдаемое. Написать уравнения реакций. 18 3.3 Взаимодействие алюминия с разбавленной и концентрированной азотной кислотой В две пробирки внести по маленькому кусочку алюминия и добавить в одну пробирку 5-8 капель 2н раствора азотной кислоты, а в другую– столько же концентрированной азотной кислоты. Наблюдается ли взаимодействие алюминия с концентрированной азотной кислотой? Как действует на алюминий концентрированная азотная кислота? Осторожно подогреть пламенем спиртовки каждую из пробирок, отметить взаимодействие при нагревании в обоих случаях. Описать наблюдаемое. Написать уравнения реакций. Опыт 4 Взаимодействие алюминия со щелочью В пробирку внести маленький кусочек алюминия и добавить 5-8 капель 2н раствора щелочи NaOH. Отметить активное взаимодействие алюминия со щёлочью. Описать наблюдаемое. Написать уравнения реакций, учитывая, что взаимодействие протекает в две стадии. Опыт 5 Получение гидроксида алюминия и исследование его свойств В две пробирки внести по 2-3 капли раствора соли алюминия и по 2-3 капли 2н раствора гидроксида натрия до образования осадка гидроксида алюминия. В одну пробирку к полученному осадку прибавить 3-5 капель 2н раствора соляной кислоты, в другую – столько же 2н раствора гидроксида натрия. Отметить наблюдаемые явления и на их основании сделать вывод о свойствах гидроксида алюминия. Написать: а) молекулярное, ионное и сокращенное ионное уравнения реакции получения гидроксида алюминия; б) схему равновесия диссоциации гидроксида алюминия; в) молекулярные, ионные и сокращенные ионные уравнения реакций взаимодействия гидроксида алюминия с соляной кислотой и гидроксидом 19 натрия. Указать название полученных при этом соединений алюминия. Как смещается равновесие диссоциации гидроксида алюминия: а) при добавлении кислоты; б) при добавлении щёлочи? Как изменяются при этом концентрации ионов Al3+ и AlO2− (или AlO33−)? Опыт 6 Гидролиз солей алюминия 6.1 Гидролиз хлорида алюминия В пробирку с 5-6 каплями нейтрального раствора лакмуса добавить 1-3 капли раствора хлорида алюминия. Отметить, как изменилась окраска лакмуса и объяснить причину этого изменения. Написать молекулярные, ионные и сокращенные ионные уравнения соответствующих реакций. Какая форма гидролиза имеет место в данном случае? Почему гидролиз этой соли не протекает до конца? Как можно уменьшить степень гидролиза этой соли? 6.2 Гидролиз хлорида алюминия в присутствии соды В пробирку внести 2-3 капли раствора соли алюминия и столько же раствора карбоната натрия. Отметить выделение осадка гидроксида алюминия и выделение углекислого газа. Объяснить наблюдаемое явление. Написать уравнения реакций гидролиза в молекулярной, ионной и сокращенной ионной форме. Образование каких веществ в данной реакции обусловливает течение гидролиза до конца? 3 Контрольные вопросы 1 Из каких природных соединений получают алюминий? Написать уравнение реакций. 2 Закончить уравнения реакций: а) Na2B4O7 + H2O …; б) H3BO3 + NaOH …; в) B + H2O (пар, при температуре каления) …; г) B + HNO3 (разб.) … . 20 3 Написать структурные формулы мета- и тетраборной кислот. Составить уравнения реакций их получения. 4 Составить уравнения реакций получения B2H6 и B4H10. 5 Закончить уравнения реакций: а) BCl3 + H2O …; б) B2O3 + CaF2+H2O BF3 + … . Закончить уравнения реакций: а) Al + K2Cr2O7 + H2SO4 …; б) Al + KMnO4 + H2SO4 …; в) Al + NaOH + H2O … . 7 Написать электролиз водных растворов солей: BCl3, Аl2(SO4)3. 8 Чем объяснить различное действие избытка гидроксида аммония и гидроксида натрия на раствор cульфата алюминия (III)? Написать уравнения реакций. 9 Закончить уравнения реакций ОВР: а) B + H2SO4 (конц.) …; б) B + HNO3 (конц.) …; в) B + HCl …; г) B + HNO3 (разб.) … . Лабораторная работа № 4 ЖЕЛЕЗО. КОБАЛЬТ. НИКЕЛЬ 1 Теоретическая часть Побочная подгруппа восьмой группы периодической системы охватывает три триады d-элементов и два искусственно полученных и мало исследованных элемента- хассий и мейтнерий. Элементы 5-го и 6-го периодов VIII-В группы, объединенняются в семейство платиновых металлов. 21 Железо, кобальт, никель объединяются в первую триаду- семейство железа. Все они представляют собой металлы. Очень сходны между собой. Атомы элементов семейства железа являются d- элементами и в отличие от элементов двух других триад VIII группы- платиновых металлов- не имеют свободного лантаноидного сжатия. Этим обусловлены особенности в химических свойствах элементов первой триады. В химическом отношении железо, кобальт и никель относятся к металлам средней активности. В ряду стандартных электродных потенциалов они располагаются левее водорода, между цинком и оловом. Кобальт и никель в коррозионном отношении заметно устойчивее железа, что согласуется с их положением в ряду стандартных электродных потенциалов. Восстановительная активность у семейства железа понижается от железа к кобальту и никелю. Степень окисления железа не бывает больше +6, у кобальта- не больше +5, у никеля- не больше +4. Наиболее типичны степени окисления для элементов триады железа +2, +3. При этом у железа степень окисления +3 заметно устойчивее, чем +2. У кобальта обе характерные степени окисления устойчивы примерно в равной мере, а у никеля более стабильна степень окисления +2. Железу, кобальту, никелю свойственны ферромагнетизм, для них характерны высокие температуры плавления и большие плотности. Элементы VIII-В группы образуют комплексные соединения, в частности, с аминами, органическими кислотами. В виде комплексных ионов железо и кобальт выполняют биологические функции в организмах растений и животных. Железо - самый распространенный после алюминия металл на земном шаре: оно составляет 4% (масс.) земной коры. Температура плавления 1539±5˚С. Железо - пластичный, серебристо-белый с сероватым отливом металл. Оно хорошо поддается ковке и другим видам механической обработки. Меха- 22 нические свойства железа сильно зависят от его чистоты - от содержания в нем даже весьма малых количеств других элементов. В отсутствие влаги железо в обычных условиях пассивируется, но во влажном воздухе легко окисляется и покрывается ржавчиной, т.е. покрывается бурым налетом гидротированного оксида железа, который вследствие своей рыхлости не защищает железо от дальнейшего окисления: 4Fе + 3О2 + 6Н2O = 4Fе(ОН)3 При нагревании железо взаимодействует почти со всеми неметаллами. Стандартный электродный потенциал Е0 процесса Э2++2е =Э составляет −0.44В, поэтому железо легко взаимодействует с разбавленными кислотами, образуя производные Fе(II), но в концентрированных кислотах (азотной и серной) на холоду– пассивируется. Железо образует сплавы различного состава. Сплавы железа с углеродом делятся на стали, содержащие меньше 2,14% углерода, и чугуны, содержащие больше 2,14% углерода. Сталь, содержащая легирующие элементы (хром, никель, марганец, кремний, ванадий, молибден и др.), вводимые в определенных концентрациях для изменения ее свойств, называется легированной. Чугун получают при восстановлении руд железа в домнах: Fе2O3(г) + ЗСО(г) = 2Fе(т) + ЗСО2(г) Последующей обработкой чугуна получают сталь и техническое железо. Кислород воздуха в присутствии воды легко окисляет белый осадок гидроксида железа (II) Fe(ОН)2 до бурого осадка гидроксида железа (III) Fe(ОН)3. Гидроксид железа (III) более слабое основание, чем гидрооксид железа (II). Это выражается в том, что соли железа (III) сильно гидролизуются, а со слабыми кислотами (например, с угольной, с сероводородной) гидрооксид железа (III) солей не образует. Гидролизом объясняется и цвет раствора солей железа (III), их ион железа (III) почти бесцветен, но содержащие его растворы 23 окрашены в желто- бурый цвет, что объясняется присутствием молекул Fе(ОН)3, которые образуются благодаря гидролизу. Кобальт – твердый, тягучий, похожий на железо блестящий серебристо-белый с розоватым отливом металл. Как и железо, он обладает магнитными свойствами. Вода, воздух на него не действуют. Он менее активен, чем железо, значительно труднее растворяется в разбавленных кислотах. При действии щелочей на растворы солей кобальта (II) сначала выпадает осадок синей основной соли кобальта (II), который при кипячении жидкости переходит в осадок гидроксида кобальта (II) Со(ОН)2 розового цвета: СоСl2 + NаОН = СоОНСl + NаСl СоОНСl + NаОН = Со(ОН)2 + NаСl Кислород воздуха в присутствии воды также окисляет Со(ОН)2 до темно-бурого осадка Со(ОН)3, однако гораздо медленнее, чем гидроксид железа. Соли кобальта (II) в безводном состоянии синего цвета, а в водном растворе гидротированны и имеют розовую окраску. Соединения Со (III) менее устойчивы, чем соединения Со (II), и проявляют более сильно выраженную окислительную способность. Для Со (II) очень характерна его способность к комплексобразованию. Комплексные соединения Со (III) более устойчивы, чем комплексные соединения Со (II). Комплексные соединения Со (II), хотя и известны, но очень неустойчивы. Никель – серебристо-белый с желтоватым отливом металл, очень тверд, хорошо полируется, притягивается магнитом. Он характеризуется высокой коррозионной стойкостью - устойчив к действию воздуха и воды. Менее активен, чем железо, хуже растворяется в разбавленных кислотах, нерастворим в щелочах. Концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют никель, образуя на его поверхности оксидные пленки, обладающие сильным защитным действием. 24 Гидроксид никеля Ni(ОН)2 выпадает в виде светло-зеленого осадка. В отличие от гидроксидов железа (II) и кобальта (II), он кислородом воздуха не окисляется. При действии окислителей переходит в черный гидрооксид никеля (III). Гидрооксид никеля (III) подобен гидрооксиду кобальта (III ). Он обладает более выраженными окислительными свойствами. Широко распространены только соли никеля (II). Никель (II) образует много комплексных солей. 2 Экспериментальная часть Опыт 1 Взаимодействие железа, кобальта и никеля с кислотами 1.1 Взаимодействие с разбавленной соляной кислотой В 3 пробирки внести по 5 капель 2н раствора соляной кислоты, затем в одну пробирку насыпать немного железных опилок или стружек, в другую - кусочек кобальтовой стружки, в третью - кусочек никелевой стружки. Вторую и третью пробирки слегка нагреть пламенем спиртовки, если не наблюдается выделение газа. Какой газ выделяется? Наблюдается ли изменение цвета окраски растворов? Написать уравнения реакций. Убедится в том, что в соляной кислоте образуются ионы железа (II), прилив в первую пробирку 1 каплю разбавленного раствора роданида калия или аммония, который с ионом железа (III) дает характерную кроваво-красную окраску. 1.2 Взаимодействие с серной кислотой разбавленной и концентрированной В 3 пробирки внести по 5 капель 2н серной кислоты, а в четвертую пробирку - 3 капли концентрированной серной кислоты. В первую пробирку поместить кусочек кобальтовой стружки, во вторую - кусочек никелевой стружки, в третью и четвертую - немного железных опилок. Слегка нагреть пробирки. Выделяется газ (какой?). Отметить изменение цвета растворов в первой и во второй пробирках. В третью и четвертую пробирку капнуть 1 каплю разбавленного раствора роданида аммония или калия. В какой пробирке цвет раствора стал 25 кроваво – красным? Чем объяснить, что при взаимодействии железа с серной кислотой различной концентрации образуется соль железа в различных степенях окисления? Написать уравнения реакций. Какие ионы являются окислителем, и какие - восстановителем в реакциях окисления - восстановления? 1.3 Взаимодействие с разбавленной азотной кислотой В 3 пробирки поместить по 5 капель 3н раствора азотной кислоты. В первую пробирку внести кусочек железных опилок, во вторую - кусочек кобальтовой стружки, в третью - кусочек никелевой стружки. Слегка подогреть пробирки. Описать наблюдаемые явления. В первую пробирку внести 1 каплю разбавленного раствора роданида аммония или калия. Что наблюдается? Написать уравнения реакций. Какие ионы являются окислителем, и какие - восстановителем в реакциях окисления - восстановления? Опыт 2 Гидролиз железа (II) В солях железа (II) вследствие частичного окисления на воздухе всегда присутствует железо (III). Поэтому во всех случаях по изучению свойств железа (II ) следует брать соль Мора - (NH4)2SO4*FеSO4*6Н2О. Для приготовления раствора в пробирку поместить 2 микрошпателя соли Мора и растворить в 4-5 каплях воды. В уравнениях реакций вместо соли Мора можно пользоваться формулой сульфата железа (II), т.к. двойная соль Мора практически полностью диссоциирует при растворении в воде на все составляющие ее ионы. В пробирку с 3-4 каплями раствора соли Мора приливать 2н раствор щелочи до образования зеленого осадка гидроксида железа (II). Перемешать полученный осадок стеклянной палочкой и наблюдать через 2 минуты побурение осадка вследствие окисления гидроксида железа (II) до гидроксида железа (III). Написать уравнения реакций образования гидроксида железа (II) и окисления его на воздухе в гидроксид железа (III). 26 Опыт 3 Гидроксиды кобальта и никеля 3.1 Получение гидроксида кобальта (II) и его окисление В две пробирки поместить по 2-3 капли раствора соли кобальта (II) и добавить в каждую из пробирок по каплям раствор щелочи NаОН. Сначала появляется синий осадок основной соли, который затем становится розовым, что указывает на образование гидроксида кобальта (II). Осадок в одной пробирке тщательно размешать стеклянной палочкой и оставить для сравнения, а в другую добавить 2-3 капли 3%-ного раствора пероксида водорода. В какой из пробирок наблюдается изменение в связи с окислением гидроксида кобальта (II) и образованием гидроксида кобальта (III)? Написать уравнения реакций. Сравнить полученные результаты с результатом опыта по окислению гидроксида железа (II). Какой ион является более энергичным восстановителем: Со2+ или Fе2+? 3.2 Получение гидроксида никеля (II) и его окисление В 3 пробирки поместить по 2-3 капли раствора соли никеля (II) и добавить по каплям раствор щелочи NaOH до выпадения осадка гидроксида никеля (II). В первой пробирке осадок тщательно размешать стеклянной палочкой и оставить для сравнения, во вторую добавить 2-3 капли 3%-ного раствора пероксида водорода. Наблюдается ли изменение цвета осадка? Происходит ли окисление гидроксида никеля (II) кислородом воздуха в первой пробирке и пероксидом водорода во второй пробирке? В третью пробирку добавить 1 каплю бромной воды. Что наблюдается? Отметить все наблюдаемые явления. Ответить на вопросы. Написать уравнения реакций. Сравнить восстановительные свойства гидроксидов железа, кобальта и никеля в степени окисления +2 по наблюдаемым явлениям и при сравнении стандартных окислительно-восстановительных потенциалов (при переходе элементов со степени окисления +2 в степень окисления +3). Опыт 4 Окислительные свойства железа (III) В пробирку с 3-4 каплями раствора хлорида железа (III) добавить 1-2 капли раствора иодида калия. 27 В какой цвет и почему окрашивается раствор? Написать уравнение реакции. Опыт 5 Качественные реакции на ионы Fе2+ и Fе3+ 5.1 Характерные реакции на ионы Fе2+ Приготовить в пробирке раствор соли Мора. Для этого в пробирку поместить 10 капель дистиллированной воды и соли Мора на кончике микрошпателя. Добавить в пробирку 1 каплю раствора гексацианоферрата (III) калия (красной кровяной соли К3[Fе(СN)6]). Отметить цвет образовавшегося осадка (турнбулевой сини). Данная реакция является характерной на ион Fе2+. Указать химическое название и формулу полученного осадка. Написать уравнение реакции. 5.2 Характерные реакции на ионы Fе3+ Поместить в пробирку 2-3 капли раствора соли железа (III) и добавить 1 каплю раствора гексацианоферрата (II) калия (желтой кровяной соли К4[Fе(СN)6]). Что наблюдается? Отметить цвет образовавшегося осадка (берлинской лазури). Указать химическую формулу и название полученного осадка. Написать уравнение реакции. Опыт 6 Качественная реакция на ион Со2+ Водный раствор соли кобальта (II) при рН 4-5 с сухой солью роданида аммония дает неустойчивый комплекс [Со(СNS)4]2− синего цвета, хорошо экстрагирующийся изоамиловым спиртом. К 2 каплям раствора соли кобальта (II) добавить 0,5 мл (10 капель) изоамилового спирта и несколько кристалликов роданида аммония или калия. Взболтать. Верхний (спиртовой) слой окрашивается в синий цвет. Нижний (водный) слой быстро розовеет вследствие разложения комплекса. Написать уравнения реакций. Указать название полученного комплекса. Опыт 7 Качественная реакция на ион Ni2+ Поместить в пробирку 5-6 капель дистиллированной воды, 2 капли раствора соли никеля (II) и 1 каплю аммиачного раствора диметилглиоксима. Ре- 28 акция идет с образованием нерастворимого комплексного соединения диметилглиоксимата никеля. Описать наблюдаемое явление. 3 Контрольные вопросы 1 Составить уравнения реакций, происходящих в доменной печи. Указать условия и сущность реакций. 2 Какие растворы необходимы для получения Fе(ОН)2, FеСО3, FеS. Написать уравнения соответствующих реакций. 3 Закончить уравнения реакций, в которых соединения двух валентного железа проявляют восстановительные свойства: а) FеSO4 + НNO3 (конц.) → Fе(NО3)3 + …; б) FеSO4 + Вr2 + Н2SО4 → …; в) FеSO4 +КМnO4+Н2SO4 → Fе2(SO4)3 + …; г) FеSO4 + К2Сr2О7 + H2SO4 → … . 4 Закончить уравнения качественных реакций на ион Fе3+: а) FеС13 + КCNS → …; б) FеС13 + КОН → … . 5 Закончить уравнения качественных реакций на ион Fе2+: а) FеС12 + К3[Fе(СN)6] → …; б) Fе(NО3)2 + NаОН → … . 6 Закончить уравнения реакций, в которых трех валентное железо является окислителем: а) Fе(СNS)3 + Nа2S2O3 → Nа2S4O6 + Fе(СNS)2 + NаСNS; б) Nа2SO3 + Fе2(SO4)3 + Н2О → … . 7 Закончить уравнения реакций получения ферратов калия и бария (К2FeO4, ВаFеО4): а) KОН + FеС13 + Вr2 → К2FеO4 + …; б) K2FeO4+BaCl2 → BaFeO4 + … . 8 Как хлористое железо превратить в хлорное железо и наоборот? Составить уравнения соответствующих реакций. 29 9 Составить уравнения реакций действия на раствор Со(NО3)2 сначала небольшого количества, а затем избытка NН4OН. 10 Составить уравнение электролиза водного раствора: FеС13, Со(NO3)2, NiSO4. 11 Написать уравнения гидролиза в молекулярной, ионной и сокращенной ионной форме следующих солей: FеСО3, FeСl3, СоSO4. 12 Что лучше защищает поверхность железа от коррозии: покрытие слоем кадмия или никеля? Почему? 13 Закончить уравнения реакций: а) Со(ОН)2 + Н2SO4 → …; б) Со(ОН)3 + НСl (конц.) → … . Лабораторная работа № 5 ХРОМ. МАРГАНЕЦ 1 Теоретическая часть Хром представляет собой твердый блестящий металл, плавящийся при 1890 ˚С; плотность его 7,19 г/см3. У него достраивается d - подуровень предпоследнего слоя. В силу стабильности конфигурации d5 у атомов хрома и молибдена наблюдается проскок одного электрона с оболочки ns на оболочку (n-1)d. У атомов хрома валентная электронная конфигурация 3d54s1. Внешняя электронная оболочка содержит один электрон, что обусловливает металлический характер этого элемента. Максимальная степень окисления равна +6, так как, помимо наружных электронов, в образовании связей может участвовать еще соответствующее число электронов из недостроенной предпоследней оболочки. Для хрома также характерны степени окисления +2,+3. Соединения хрома (VI) отличаются неустойчивостью в растворах и являются сильными окислителями. При этом они чаще всего восстанавливаются до анионных или катионных комплексов хрома (III). Наиболее устойчивой степенью окисления хрома является +3. Это связано с тем, что соединения хрома 30 (III) являются, как правило, комплексными с координационным числом 6 и октаэдрической пространственной конфигурацией расположения лигандов. При комнатной температуре хром стоек к воде и к кислороду воздуха. Поверхность его покрывается оксидной пленкой, препятствующей коррозии. Хром образует три оксида: оксид хрома (II) CrO, имеющий основной характер, оксид хрома (III) Cr2O3, проявляющий амфотерные свойства, и оксид хрома (VI) CrO3– кислотный оксид. В водных растворах соли хрома гидратированы и содержат комплексный катион [Cr(H2O)6]3+, который обусловливает фиолетовую окраску. При нагревании растворов соли хрома CrCl3*6H2O часть координационной воды обменивается на хлорид-ионы (гидратная изомерия): [Сr(Н2О)]6Cl3 ↔ [СrС1(Н2O)5]Cl2*Н2О ↔ [СrС12(Н2O)4]С1*2Н2О фиолетовый зеленый темно-зеленый Н2СrО4 - xромовая кислота, образующая соли хроматы. Н2Сr2О7 - двухромовая кислота, ее соли - дихроматы. Как хромовая, так и двухромовая кислоты неустойчивы, однако их соли более прочны. В водных растворах хромат- и дихромат–ионы образуют равновесную систему: Сr2O72− + Н2О ↔ 2СrO42− + 2Н+ Отсюда следует, что в кислой среде равновесие смещено влево, в результате хромат превращается в дихромат, а при разбавлении водой или в щелочной среде – вправо и в результате дихромат переходит в хромат. Переход хромата в дихромат и наоборот можно наблюдать по изменению цвета окраски раствора. Хроматы и дихроматы – сильные окислители, особенно в кислой среде. Марганец, технеций и рений входят в VII-В подгруппу периодической системы и завершают первые пятерки вставных декад d-элементов. Их валентная электронная конфигурация (n-1)d5ns2. Имея на внешней электронной оболочке атома всего два электрона, марганец и его аналоги не способны присоединять электроны и в отличие от галогенов, соединений с водородом не образуют. Высшая степень окисления у них равна +7. 31 Для марганца наиболее характерны степени окисления +2 , +4, +7, относительно легко получаются производные, отвечающие степеням окисления 0, +3, +5, +6. Относительно стабильна степень окисления +2, поскольку наполовину заполненная d-оболочка отличается повышенной устойчивостью. Марганец – серебристо-белый твердый хрупкий металл. Его плотность 7,44 г/см3, температура плавления 1245 ˚С. В ряду напряжений марганец находится между алюминием и цинком: стандартный электродный потенциал Mn/Mn2+= − 1,18 В. На воздухе марганец покрывается тонкой защитной оксидной пленкой, предохраняющей его от дальнейшего окисления даже при нагревании. Но в мелкораздробленном состоянии марганец окисляется довольно легко. Вода при комнатной температуре действует на марганец очень медленно, при нагревании – быстрее. Марганец вытесняет водород из разбавленных кислот. Однако концентрированную серную кислоту он восстанавливает до оксида серы (IV), а азотную - до оксида азота (II); при этом образуются катионы Mn2+. Марганец образует четыре простых оксида: MnO, Мn2O3, обладающие основными свойствами, MnO2- амфотерный, Мn2O7- ангидрид марганцовой кислоты НMnO4. Оксид марганца МnО нерастворим в воде, поэтому гидроксид марганца (II) получают действием щелочей на соли двухвалентного марганца, выпадает белый осадок гидроксида марганца. На воздухе гидроксид марганца (II) быстро темнеет, окисляясь в бурый гидроксид марганца (IV). В практическом отношении наиболее важны соединения маргнца (II), диоксид марганца и соли марганцовой кислоты- перманганаты. Перманганаты – сильные окислители. Степень окисления марганца в реакциях изменяется в зависимости от pН-среды: MnO4- H+ Mn+2 – бесцветный р – р H2O MnO2 – бурый осадок OH- MnO4-2 – р – р зеленого цвета 32 2 Экспериментальная часть Опыт 1 Получение и свойства гидроксида хрома (III) Получить в двух пробирках малорастворимый гидроксид хрома (Ш) взаимодействием 3-4 капель раствора соли хрома (III) с 1-2 каплями 2н раствора щёлочи NaOH. Испытать отношение гидроксида хрома (II) к кислотам и к избытку щёлочи, для чего добавить в одну пробирку по каплям 2н раствор щёлочи, в другую 2н раствор серной кислоты до растворения осадка. Написать уравнения реакций, учитывая, что при взаимодействии гидроксида хрома (III) с избытком щелочи получается комплексный анион [Сr(ОН)6]3-. Опыт 2 Восстановительные свойства солей хрома (III) Получить раствор К3[Сr(ОН)6] добавлением к раствору соли хрома (III) избытка щёлочи (как в опыте 1), добавить в пробирку 3–4 капли 3%-ного раствора пероксида водорода. Нагреть смесь пламенем спиртовки до перехода зелёной окраски в желтую, что указывает на образование в растворе хромата калия. Написать уравнение реакции окисления К3[Сr(ОН)6] в хромат калия. Опыт 3 Влияние среды на смещение равновесия между хроматом и дихроматом 3.1 Переход хромата калия в дихромат К 3–4 каплям раствора хромата калия прибавлять по каплям 2н раствор серной кислоты. Отметить изменение окраски раствора и указать, какими ионами эти окраски обусловливаются. Написать уравнение реакции. Почему полученная соль относится к солям изокислот? 3.2 Переход дихромата в хромат К 3–4 каплям раствора дихромата калия прибавлять по каплям раствор щелочи NaOH до изменения окраски. Написать уравнение реакции. В какую сторону сместится равновесие: 2СrO42− + 2Н+ = Сr2O72− + H2О 33 при добавлении: а) кислоты; б) щёлочи. Какой ион - СrO42− или Сr2О72− существует в растворах: а) при pH < 7, б) при pH > 7? Опыт 4 Окислительные свойства дихроматов К 4-5 каплям раствора дихромата калия, подкисленного серной кислотой, добавить 3-4 капли раствора иодида калия. Отметить изменение окраски. Доказать выделение свободного йода, для чего в пробирку капнуть 1-2 капли раствора крахмала. Отметить все наблюдаемые явления. Написать уравнения реакций. Опыт 5 Кислотно-основные свойства гидроксида марганца (II) В две пробирки внести по 3-4 капли раствора соли марганца (II) и по 2-3 капли 2н раствора щёлочи NaOH. Какой цвет полученного осадка гидроксида марганца (II)? Размешать осадок стеклянной палочкой и отметить его побурение вследствие окисления марганца (II) до Мn (IV). Во вторую пробирку с осадком гидроксида марганца добавить 2-3 капли 2н раствора серной кислоты. Что наблюдается? Какие свойства характерны для гидроксида марганца (II)? Написать уравнения реакций: а) получение гидроксида марганца (II); б) окисление его кислородом воздуха до гидроксида марганца (IV); в) взаимодействие гидроксида марганца (II) с серной кислотой. Опыт 6 Восстановительные свойства соединений марганца (II) Поместить в пробирку 1-2 капли раствора соли марганца (II) и 5-6 капель 2н раствора азотной кислоты. Добавить на кончике микрошпателя висмутата натрия NаBiO3. Как изменилась окраска раствора? Как изменилась степень окисления марганца? Написать уравнение реакции, протекающей с образованием марганцовой кислоты и нитрата висмута (III). 34 Опыт 7 Окислительные свойства соединений марганца (VII). Влияние рН-среды на характер восстановления перманганат-иона В три пробирки внести по 3-4 капли раствора перманганата калия. В одну пробирку добавить 2 капли 2н раствора серной кислоты, в другую- столько же воды, в третью- 3-4 капли 2н раствора щёлочи NaOH. Во все три пробирки прибавить по 1 микрошпателю кристаллического сульфита натрия или калия. Отметить различные изменения первоначальной окраски раствора перманганата в каждом случае. Чем это вызвано? Написать уравнения реакций. 3 Контрольные вопросы 1 Закончить реакции ОВР: а) С + Nа2СrО4 → …; б) Аl + Сг2О3 → …; в) Fе(СrO2)2 + С → … . 2 Что происходит при действии O2 на гидроксид хрома (II)? Составить уравнение реакции. 3 Гидроксид хрома (III) может быть получен действием на соль хрома (III) щелочью. Написать уравнение реакции. 4 Что получиться при взаимодействии Nа2СО3 и СrCl3; (NH4)2S и Cr2(SO4)3? Составить уравнения реакций в молекулярной, ионной и сокращенно– ионной форме. 5 Как действуют кислоты и щелочи на гидроксид хрома (III)? Написать уравнения реакций. Какими свойствами обладает гидроксид хрома (III)? 6 Закончить уравнения реакций окисления соединений трех валентного хрома в щелочном растворе: а) КCrО2 + Сl2 + КОН → …; б) Сr(NО3)3 + СаОСl2 + NaOH → Na2CrO4 + …; в) СrCl3 + РbО2 + NаОН → … . 7 Закончить характерные уравнения реакций на открытия ионов СrO42- и Cr2O72-: а) К2СгO4 + АgNО3 → Аg2СrO4 ↓ + …; 35 б) К2СrО4 + АgNО3 + Н2О → Аg2CrО4 ↓ + …; в) К2СrO4 + ВаС12 → ВаСrО4 ↓ + … . Написать уравнения реакций в молекулярной, ионной и сокращенно– ионной форме. Лабораторная работа № 6 ЦИНК. МЕДЬ 1 Теоретическая часть 1.1 Подгруппа цинка Элементы побочной подгруппы второй группы – цинк, кадмий, ртуть – характеризуются наличием двух электронов на внешней оболочке атома и восемнадцати в предыдущей. Восстановительные свойства элементов подгруппы цинка значительно слабее, чем у элементов главной подгруппы. Это объясняется меньшими размерами атомов и, соответственно, более высокими энергиями ионизации этих элементов по сравнению с соответствующими элементами главной подгруппы. У атомов цинка, кадмия, ртути, как и у атомов элементов подгруппы меди, d-подуровень второго снаружи слоя целиком заполнен и вполне стабилен. Поэтому элементы подгруппы цинка проявляют в своих соединениях степень окисления +2. Характерной особенностью элементов побочной подгруппы первой группы является их склонность к комплексообразованию. 1.2 Цинк Цинк - голубовато-серебристый металл. При комнатной температуре довольно хрупок, но при 100-150˚С он хорошо гнется и прокатывается в листы. На воздухе покрывается тонким слоем оксида или основного карбоната, предохраняющим его от дальнейшего окисления. Вода почти не действует на цинк. Это объясняется тем, что образующийся на поверхности цинка при взаимодействии его с водой гидроксид практически нерастворим и препятствует дальнейшему течению реакции. В разбавленных кислотах цинк легко растворяется с 36 образованием соответствующих солей. Кроме того, цинк, подобно бериллию и другим металлам, образующим амфотерные гидроксиды, растворяется в щелоZn + 2NaOH + 2H2O Na2[Zn(OH)4] + H2 чах: Гидроксид цинка Zn(OH)2 выпадает в виде белого осадка при действии щелочи на растворы солей цинка (II) Осадок Zn(OH)2 легко растворяется в кислотах с образованием солей двухвалентного цинка. Гидроксид цинка (II) растворяется также в водных растворах аммиака: Zn(OH)2 + 4NH4OH [Zn(NH3)4](OH)2 + 4H2O Zn(OH)2 – слабый электролит, поэтому все соли цинка в водной среде гидролизируются. 1.3 Подгруппа меди К подгруппе меди относятся медь, серебро, золото. Подобно атомам щелочных металлов, атомы этих элементов имеют на внешней электронной оболочке по одному электрону, но последний электронный слой содержит в отличие от атомов щелочных металлов восемнадцать электронов. Все элементы подгруппы меди– предпоследние члены декад d-элементов. Строение внешней и предвнешней электронных оболочек меди и ее аналогов: (n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10ns1. Таким образом, все элементы подгруппы меди – предпоследние члены декад d-элементов. Однако их атомы содержат на (n-1)d-подуровне не 9, а 10 электронов. Это объясняется тем, что структура (n-1)d10ns1 более устойчива, чем структура (n-1)d9ns2. Радиусы атомов элементов подгруппы меди меньше радиусов атомов металлов главной подгруппы. Это обусловливает значительно большую плотность, высокие температуры плавления, более высокие значения энергии ионизации. Все это приводит к большим различиям в химических свойствах металлов обеих подгрупп. Элементы подгруппы меди – малоактивные металлы. Они с трудом окисляются, и, наоборот, их ионы легко восстанавливаются; они не 37 разлагают воду, гидроксиды их являются слабыми основаниями. В ряду напряжений они стоят после водорода. Если у элементов подгруппы цинка восемнадцатиэлектронный слой вполне стабилизировался, то у подгруппы меди он еще не вполне стабилизировался и способен к частичной потере электронов. Поэтому медь образует соединения со степенью окисления +1, +2; серебро - +1, +2, +3; золото - +1, +3. Все элементы подгруппы меди – хорошие комплексообразователи. 1.4 Медь Чистая медь - тягучий вязкий металл светло-розового цвета, легко прокатывается в тонкие листы. Медь хорошо проводит тепло и электрический ток, уступая лишь серебру. В сухом воздухе медь почти не изменяется, так как образующаяся на ее поверхности тончайшая пленка оксидов предохраняет ее от дальнейшего окисления. Но в присутствии влаги и диоксида углерода поверхность меди покрывается зеленоватым налетом дигидроксида карбоната меди (II) (CuOH)2CO3. Медь находится в ряду напряжений металлов после водорода, поэтому не вытесняет его из кислот. Соляная и разбавленная серная кислоты на медь не действуют. Однако в присутствии кислорода воздуха медь растворяется в этих кислотах с образованием соответствующих солей: 2Cu + 4HCl + O2 2CuCl2 + 2H2O. Медь растворяется в азотной кислоте. В химическом отношении медь является малоактивным металлом. Известны соединения меди со степенью окисления +1,+2. Соединения меди (I), в общем, менее устойчивы, чем соединения меди (II). Медь образует два оксида: оксид меди (I) Cu2O – вещество красного цвета, оксид меди (II) CuO – вещество черного цвета. Гидроксид меди Cu(OH)2 – очень слабое амфотерное основание, осаждается из растворов солей меди (II) в виде голубой студенистой массы при действии щелочей на соли меди (II). При слабом нагревании даже под водой разлагается с образованием оксида меди (II). 38 Гидроксид меди (II) растворяется в очень концентрированных растворах щелочей, образуя сине-фиолетовые растворы гидроксокупратов (II)– солей содержащих комплексный ион [Cu(OH)4]2−. Растворы солей меди (II) в большинстве случает имеют кислую реакцию, а со слабыми кислотами они образуют основные соли. Соли меди (II), и в частности сульфат меди (II), при взаимодействии с избытком раствора аммиака образуют комплексные ионы [Cu(NH3)4]2+ темносинего цвета. Гидроксид меди (II) тоже растворяется в аммиаке с образованием темно-синего раствора. 2 Экспериментальная часть Опыт 1 Растворение цинка в кислотах и щелочах Налить в пробирку 4-5 капель 2н раствора серной кислоты, добавить 1 микрошпатель цинковой пыли или кусочек цинка, слегка нагреть пламенем спиртовки. То же проделать с 2н растворами соляной кислоты и щелочи NaOH. Описать наблюдаемые явления. Написать уравнения реакций. Опыт 2 Гидроксид цинка и его свойства Налить в 2 пробирки по 3-4 капли раствора соли цинка. В каждую пробирку добавить по каплям 2н раствор щелочи NaOH, до образования белого студенистого осадка. Испытать отношение полученного гидроксида цинка к кислотам и щелочам, добавив в одну пробирку 2н раствор соляной кислоты, а в другую избыток щелочи NaOH. Какой вывод можно сделать о свойствах гидроксида цинка? Написать уравнения реакций в молекулярном и сокращенно- ионном виде. Опыт 3 Комплексные соединения цинка и меди Поместить в пробирку 1 каплю раствора соли цинка и добавить 2 капли 2н раствора аммиака. К полученному осадку приливать по каплям избыток раствора аммиака до растворения осадка. То же проделать с раствором меди (II). 39 Написать уравнения реакций, считая, что координационное число меди и цинка равно 4. Написать уравнение диссоциации полученных комплексных соединений. Опыт 4 Взаимодействие меди с разбавленными и концентрированными кислотами В 3 пробирки поместить по кусочку меди и прибавлять по 5-6 капель 2н растворов кислот: соляной, серной и азотной. Окрасился ли раствор в пробирках в сине-голубой цвет, характерный для иона Cu2+? Проделать аналогичный опыт с концентрированными кислотами: соляной (плотность 1,19 г/см3), серной (плотность 1,84 г/см3), азотной (плотность 1,4 г/см3) без нагревания и при нагревании (ОСТОРОЖНО!). С какими кислотами взаимодействует медь? Напишите уравнения реакций. При написании уравнений реакций взаимодействия меди с разбавленной азотной кислотой считать, что выделяется NO, а с концентрированной – NO2. Концентрированная серная кислота восстанавливается медью до оксида серы (IV). Почему медь не взаимодействует с соляной и с разбавленной серной кислотами? Опыт 5 Получение гидроксида меди и исследование его свойств 5.1 Получение гидроксида меди (II) и оксида меди (II) В пробирку поместить 2-3 капли соли меди (II). Прибавить 1-2 капли раствора щелочи NaOH. Отметить цвет выпавшего осадка гидроксида меди (II). Осторожно нагреть пробирку с полученным осадком. Как изменяется цвет осадка при превращении гидроксида меди(II) в оксид меди (II)? 5.2 Отношение гидроксида меди к кислотам и щелочам Получить в двух пробирках гидроксид меди (II) (как в опыте 5.1). К полученным осадкам прибавить в одну пробирку 5-6 капель 2н раствора серной кислоты, во вторую пробирку – столько же 2н раствора щелочи NaOH. В каком случае происходит растворение осадка? Какой вывод можно сделать из этого опыта о свойствах гидроксида меди (II)? 40 3 Контрольные вопросы 1 Написать электронные формулы атомов меди и цинка. 2 Написать уравнения реакции растворения цинка: а) в соляной, серной, азотной кислотах; б) в щелочах. 3 Написать схему равновесия в системе осадок – раствор гидроксида цинка (II) и указать смещение равновесия при добавлении кислоты и щелочи. 4 Написать уравнения реакций, протекающих при добавлении к раствору, содержащему ионы Zn2+, Cu2+ избытка раствора аммиака. 5 Какой раствор следует взять для более полного осаждения сульфида цинка из раствора его соли: H2S или (NH4)2S? 6 Что произойдет при действии на медь кислотами: а) соляной разбавленной; б) азотной разбавленной; в) азотной концентрированной. Написать уравнения протекающих реакций. 7 Написать уравнение реакции образования основного карбоната меди (CuOH)2CO3 при действии на медь паров воды, кислорода и диоксида углерода. 41 Правила техники безопасности при работе в лаборатории общей и неорганической химии 1 Содержите свое рабочее место в чистоте. 2 Приборы и посуду мойте сразу после окончания опыта. 3 Если пролита вода и реактивы, быстро вытрите стол, но будьте осторожны, чтобы не повредить руки и одежду. 4 Разбитое стекло, куски бумаги, испорченные сухие реактивы и т. д. не оставляйте на столах, а выбрасывайте в специальную мусорницу, ни в коем случае не в водопроводную раковину. 5 Горячие и особенно раскаленные предметы ставьте только на асбе- стовый картон или асбестовую сетку. 6 Не загромождайте стол ненужными в данный момент предметами. 7 Реактивы и приборы общего пользования не уносите на свои столы. 8 По окончании работы вымойте и сдайте лаборанту приборы и посу- ду, приведите в порядок рабочее место. 9 Аккуратно вносите в пробирку концентрированные кислоты и ще- лочи. Остерегайтесь пролить их на руки, на одежду, на стол. Если кислота или щелочь попали на кожу или одежду, быстрее смойте их большим количеством воды и обратитесь за дальнейшей помощью к преподавателю. О пролитых в больших количествах концентрированных кислотах и щелочах также сообщите преподавателю или лаборанту. 10 Не работайте с легковоспламеняющимися веществами вблизи зажженных горелок. 11 С ядовитыми и сильно пахнущими веществами работайте в вытяжном шкафу, проверив, хорошо ли работает тяга. 12 Не нагревайте в закрытых сосудах газообразные вещества, при нагревании жидкостей в пробирках держите их отверстием в сторону от себя и товарищей. 42 Список литературы 1 Глинка Н.Л. Общая химия: учебное пособие для вузов/ под ред. А.И. Ермакова. – М.: Интеграл-Пресс, 2002. – 728 с. 2 Общая и неорганическая химия: учебник для вузов/ Я.А. Угай. – М.: Высш. шк., 2002. – 527 с. 3 Общая и неорганическая химия: учебник для вузов/ Н.С. Ахметов. – М.: Высш. шк., 2002. – 743 с. 4 Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии: учебное посо- бие для вузов/ под ред. В.А. Рабиновича и Х.М. Рубинной. – М.: ИнтегралПресс, 2002. – 240 с. 5 Задачи по неорганической химии: учебное пособие для химико- технологических вузов/ под ред. Р.А. Лидина. – М.: Высш. шк., 1990. – 319 с. 43 Содержание Введение 1 Лабораторная работа № 1 «Общие свойства металлов» 1 Лабораторная работа № 2.«Металлы IA и IIА подгруппы» 5 Лабораторная работа № 3 «Бор. Алюминий» 13 Лабораторная работа № 4 «Железо. Кобальт. Никель» 18 Лабораторная работа № 5 «Хром. Марганец» 27 Лабораторная работа № 6 «Цинк. Медь» 33 Правила по технике безопасности при работе в лаборатории общей и неорганической химии 39 Список литературы 40
