Название: лабораторные работы по химии (Л.А. Стениловская,В.Н. ПаутовГ.К. Лупенко,)

Жанр: Химия

Просмотров: 1493


2.  металлы побочных подгрупп

 

Цель работы

 

Изучение химических свойств некоторых переходных металлов и их соединений.

 

Теоретическое введение

 

Металлы побочных подгрупп, так называемые переходные элементы, относятся к d-элементам, поскольку в их атомах заполняются электронами d-орбитали. Электронное строение атомов этих металлов выражается формулами (n-1)d1-10ns2 и

(n-1)d10ns1 (для элементов подгруппы меди).

Металличность переходных элементов объясняется наличием двух или одного электронов во внешнем электронном слое. Поэтому для всех металлов характерна низшая валентность, равная двум, что соответствует возбужденному состоянию атомов

ns2 ¾® ns1nр1  или единице –  ns1 (для элементов подгруппы меди).

Незавершенный d-подуровень предвнешнего электронного слоя обусловливает многобразие валентных состояний металлов побочных подгрупп, что в свою очередь объясняет существование большого количества их соединений.

Оксиды и гидроксиды переходных металлов, в которых последние находятся в низшем валентном состоянии, проявляют обычно основные свойства, например, FeO и Fe(OH)2. Высшие оксиды и гидроксиды характеризуются амфотерными свойствами, например, TiO2 и Ti(OН)4, или кислотными, например Mn2O7 и НМnO4.

Окислительно-восстановительные свойства соединений рассматриваемых металлов также связаны с валентным состоянием металла. Соединения с низшей степенью окисления обычно проявляют восстановительные свойства, а с высшей степенью окисления – окислительные.

Например, для оксидов и гидроксидов марганца окислительно-восстановительные свойства изменяются следующим образом:

 

Мn+2О           Мn2+3О3             Мn+4О2         Мn+6О3      Мn2+7О7

Мn(OH)2      Мn(OH)3            Мn(OH)4       Н2МnO4       НМnO4

¬¾¾¾¾¾¾¾¾        ¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾®

усиление восстанови-               усиление окислительных

тельных свойств                                       свойств

 

Характерной особенностью соединений переходных металлов является их способность к комплексообразованию, что объясняется наличием у ионов металла достаточного числа свободных орбиталей во внешнем и предвнешнем электронных уровнях.

 

Экспериментальная часть

 

Опыт 1. Получение хрома тригидроксида

и изучение его свойств

 

Получите в двух пробирках хром (III) гидроксид взаимодействием растворов соответствующей соли хрома и натрия гидроксида. Отметьте цвет и характер осадка. В одну из пробирок добавьте избыток раствора натрия гидроксида, в другую – несколько капель раствора кислоты. Наблюдайте растворение осадка в обоих случаях. Напишите уравнения соответствующих реакций.

 

Опыт 2.  Получение цинка и кадмия

дигидроксидов и исследование их свойств

 

В две пробирки внесите по 3…4 капли раствора соли цинка, в две другие – раствора соли кадмия. В каждой пробирке получите белые студенистые осадки гидроксидов, добавляя по каплям 2 М раствор щелочи. Проверьте, растворяются ли полученные гидроксиды в разбавленной кислоте и в избытке щелочи.

Напишите уравнения всех возможных реакций. Объясните различия в свойствах цинка и кадмия дигидроксидов.

 

Опыт 3.  Окислительные свойства соединений

хрома (VI)

 

В пробирку внесите 6…7 капель раствора дикалия дихромата, 2…3 капли раствора серной кислоты и 3…4 капли раствора калия иодида. Как изменилась окраска раствора? Напишите уравнение реакции.

 

Опыт 4.  Окислительные свойства калия перманганата

 

В три пробирки внесите по 3…5 капель раствора калия перманганата. Добавьте по 2…4 капли: в первую – 1 М раствора серной кислоты, во вторую – воды, в третью – 2 М раствора щелочи. Во все три пробирки внесите по 2…3 микрошпателя динатрия сульфита. Наблюдайте изменение окраски раствора в каждой пробирке. Напишите уравнения, которые протекают по схемам:

 

1) КМnО4 + Н2SO4 + Na2SO3 ® K2SO4 + MnSO4 + Na2SO4 + Н2О;

 

2) КМnО4 + Н2О + Na2SO3 ® МnО2 + Na2SO4 + КОН;

 

3) КМnО4 +NaОН+Na2SO3 ® K2МnО4 + Na2МnО4 + Na2SO4 +Н2О.

 

Опыт 5.  Окислительные свойства

трехвалентного железа

 

В пробирку с 3….4 каплями раствора FeCl3 добавьте несколько кристалликов динатрия сульфита Na2SO3. При этом появляется красное окрашивание вследствие образования малоустойчивого железа (III) сульфата, которое исчезает через некоторое время. Чтобы убедиться в появлении Fe2+, прибавьте 1 каплю раствора К3[Fe(CN)6]2.

Напишите уравнение реакции, которая выразится следующей схемой:

 

FeCl3 + Na2SO3 + Н2О ® FeCl2 + Na2SO4 + 2НCl.

 

Опыт 6.  Взаимодействие железа с кислотами

 

Налейте в четыре пробирки по пять капель кислот: 2 М НCl,

1 М Н2SO4, концентрированной Н2SO4, 2 М НNO3. В каждую пробирку внесите кусочек железной стружки.

Пробирку с концентрированной серной кислотой нагрейте. Затем добавьте во все растворы по капле 0,01 М раствора аммония роданида, который образует с ионами железа (III) соль Fe(SСN)3, окрашенную в красный цвет. В каких пробирках образовались ионы Fe3+?

В тех кислотах, где не произошло окрашивание раствора в красный цвет, при растворении железа образуются ионы Fe2+.

Напишите уравнения реакций растворения железа в различных кислотах.