химия элементов - Уфимский государственный нефтяной

ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ
УФА 2001
УФИМСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ НЕФТЯНОЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ
УНИВЕРСИТЕТ
ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ
Учебное пособие
Под общей редакцией профессора А.М. Сыркина
УФА 2001
УДК 541
ББК 24.1
Ч 18
Утверждено Редакционно-издательским советом УГНТУ
в качестве учебного пособия
Авторы: Т.С. Чанышев (разделы 1.1;1.2); Л.Г. Сергеева (разделы 1.3;2.1,
2.2); Л.Н. Зорина (раздел 1.4); А.М. Антонова (раздел 1.5); О.Б. Чалова
(раздел 1.6); М.Н. Назаров (раздел 1.7); М.А. Молявко (разделы 1.8, 1.9);
Л.Е. Салова (раздел 1.10); Н.Е. Максимова (раздел 2.3); Ф.Н. Латыпова
(раздел 2.4); Л.З. Рольник (раздел 2.5).
Рецензенты:
Зав. кафедрой «Химия» УГАУ, д-р химич. наук, профессор Н.А.Амирханова
Зав. кафедрой «Общая химия» УТИС, д-р техн. наук, профессор Р.Р.Хабибуллин
Химия элементов: Учеб. пособие / Т.С.Чанышев и др.; Под общ.ред. А М.
Ч 18 Сыркина. – Уфа: Изд-во УГНТУ, 2001 – 93 с.
ISBN 5-7831-0451-5
Настоящее учебное пособие является лабораторным практикумом по
химии элементов; включает краткое изложение теории и описание
лабораторных опытов, посвященных изучению химических свойств
металлов и неметаллов; в конце каждого раздела приведены
контрольные вопросы по изучаемой теме.
Предназначено для студентов нехимических специальностей вузов;
может быть использовано преподавателями техникумов и школ как
руководство к практическим занятиям по химии.
УДК 541
ББК 24.1
ISBN 5-7831-0451-5
 Уфимский государственный нефтяной
технический университет, 2001
 Чанышев Т.С., Сергеева Л.Г., Зорина Л.Н.,
Антонова А.М., Чалова О.Б., Назаров М.Н.,
Молявко М.А., Салова Л.Е., Максимова Н.Е.,
Латыпова Ф.Н., Рольник Л.З.
Учебное издание
Чанышев Тагир Сагитович, Сергеева Лидия Григорьевна, Зорина Людмила
Николаевна, Антонова Алла Михайловна, Чалова Ольга Борисовна, Назаров
Михаил Николаевич, Молявко Мария Александровна, Салова Леонора
Евгеньевна, Максимова Надежда Ефремовна, Латыпова Фильзя
Низамутдиновна, Рольник Любовь Зелиховна
ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ
Под общей редакцией профессора Сыркина Алика Михайловича
Редактор Л.А.Маркешина
Изд. лиц. ЛР № 020267 от 22.11.96.
Подписано в печать 20.11.01. Бумага офсетная № 2. Формат 60х84 1/16.
Гарнитура "Таймс". Печать офсетная. Усл.-печ. л. 5,9. Уч.-изд.л. 5,3.
Тираж 300 экз. Заказ
.
Издательство Уфимского государственного нефтяного технического
университета
Типография Уфимского государственного нефтяного технического
университета
Адрес издательства и типографии
450062, г. Уфа, ул. Космонавтов, 1
ВВЕДЕНИЕ
Общие рекомендации для подготовки к лабораторным занятиям
Выполнение лабораторных работ призвано способствовать более
глубокому усвоению студентами теоретического курса, приобретению навыков
в проведении химических экспериментов, умению обобщать полученные
данные и кратко излагать их в виде отчета.
Необходимым условием успешного
качественного усвоения
пройденного материала является самостоятельное и сознательное выполнение
лабораторных работ. При этом важной и существенной частью работы является
домашняя подготовка по учебникам, методическим пособиям и руководствам.
При изучении химии элементов и их соединений следует обратить
внимание на следующие вопросы.
1.Положение элемента в периодической системе; электронная
конфигурация атома; валентные электроны; характерные степени окисления
элемента.
2.Простые вещества:
а) физические свойства модификаций простых веществ;
б) химическая активность, положение в ряду стандартных окислительновосстановительных потенциалов;
в) взаимодействие с кислородом и другими
неметаллами;
взаимодействие с металлами;
г) отношение к воде, к водным растворам кислот (НСl, НNО3 , Н2SO4) и
щелочей;
д) нахождение в природе и получение простых веществ.
3. Характеристичные соединения: оксиды и гидроксисоединения
(гидроксиды или кислоты):
а) растворимость в воде, взаимодействие с водой, кислотно-основная
диссоциация, константы диссоциации;
б) взаимодействие с кислотами;
в) взаимодействие со щелочами в водном растворе и при сплавлении;
г) растворимость и гидролиз солей рассматриваемых гидроксидов или
кислот.
4. Комплексные соединения элемента.
5. Окислительно-восстановительные свойства соединений элемента:
а) диаграмма Латимера (диаграмма с указанием стандартных
окислительно-восстановительных потенциалов электрохимических систем,
образуемых элементом);
б) окислительные свойства соединений;
в) восстановительные свойства соединений;
г) свойства соединений с двойственной окислительно-восстановительной
способностью;
д) диспропорционирование;
е) влияние образования осадков и комплексов на окислительновосстановительные свойства.
6. Термическая устойчивость соединений элемента.
7. Качественные реакции на характеристичные ионы.
8. Применение соединений элемента.
С первых дней работы в лаборатории студент должен приучать себя к
аккуратности и вниманию, отсутствие которых бывает причиной искажения
результатов эксперимента, а также может привести к несчастным случаям.
При выполнении практических работ все
наблюдения следует
записывать в специальную тетрадь – лабораторный журнал – непосредственно
после каждого опыта. Не следует делать записи в черновиках и на отдельных
листочках бумаги, так как они могут легко затеряться. По окончании опытов
необходимо составить отчет о выполненной работе. Отчет следует начинать с
названия и номера лабораторной работы, краткого изложения теории. Он
должен содержать:
- номер и название опыта
- условия и особенности протекания реакции
- схемы приборов; схемы, иллюстрирующие проводимый эксперимент
- полученные результаты, наблюдаемые эффекты
- уравнения, протекающих реакций в молекулярной и ионной формах
- объяснения и выводы.
Отчет может быть оформлен либо в описательной форме, либо в форме
таблицы на двух развернутых страницах:
Лабораторная работа № _____
Тема: ________________________________________________________
Опыт: ________________________________________________________
Условия
опыта
Наблюдения
1
2
Уравнения реакций
в молекулярном и
ионном виде
3
Выводы
4
Основные правила безопасной работы в химической лаборатории
- соблюдение порядка, чистоты, тишины, дисциплины;
- выполнение только порученных преподавателем работ;
- перед выполнением работы необходимо ознакомиться с заданием,
оборудованием, реактивами;
- работа выполняется на отведенном рабочем месте в спецодежде –
халате;
- в лаборатории запрещается работать одному, принимать пищу, курить,
загромождать рабочее место, оставлять работающие приборы без присмотра,
включать приборы , не относящиеся к данной работе;
- реактивы, предназначенные для общего пользования, нельзя уносить
на свое рабочее место; пипетки после отбора необходимого количества
реактива следует немедленно возвращать в реактивную склянку;
- остатки реактивов и продуктов реакции сливать только в специальный
слив; категорически запрещается сливать их в раковину и общую канализацию;
- следует экономно расходовать реактивы, электричество, воду;
аккуратно и осторожно обращаться с химической посудой и приборами;
- при нагревании растворов в пробирке необходимо пользоваться
держателем, отверстие пробирки должно быть обращено внутрь вытяжного
шкафа;
- все опыты, связанные с применением или образованием ядовитых
веществ, вредных паров и газов, а также концентрированных кислот и щелочей
разрешается проводить только в вытяжном шкафу;
- по окончании работы необходимо вымыть посуду, убрать рабочее
место, выключить электронагревательные приборы, воду и вымыть руки с
мылом;
- ВНИМАНИЕ! о любых происшествиях немедленно сообщить
преподавателю или лаборанту, которые ликвидируют опасность и окажут
первую помощь;
- при воспламенении горючей жидкости на одежде работающего
необходимо немедленно погасить пламя, завернув пострадавшего в одеяло;
- при ожогах концентрированными растворами кислот пораженное
место промывают сильной струей воды в течение 2-3 минут, затем 2-3 %-ным
раствором чайной соды, после чего
накладывают марлевую повязку,
смоченную 1-2%-ным раствором перманганата калия; при сильных ожогах
после оказания первой помощи следует обратиться к врачу;
- при ожогах концентрированными растворами щелочей обожженное
место промывают обильным количеством воды, затем 1-2%-ным раствором
борной или уксусной кислоты, после чего накладывают марлевую повязку,
смоченную 1-2%-ным раствором перманганата калия;
- при попадании кислоты, щелочи или какого-либо другого реактива в
глаза следует промыть их обильным количеством воды и немедленно
обратиться к врачу.
1. ХИМИЯ МЕТАЛЛОВ
1.1. Щелочные металлы
Щелочными металлами называют элементы главной
подгруппы первой группы периодической системы Д. И.
3
Менделеева. К ним относятся литий Li, натрий Na, калий
Li
К, рубидий Rb, цезий Сs и франций Fr. Щелочными их
называют потому, что их гидроксиды хорошо
литий
растворяются в воде и представляют собой сильные
щелочи.
Все щелочные металлы серебристого цвета, за исключением цезия,
который имеет золотисто-желтую окраску. Они очень мягки и легко режутся
ножом; самый твердый из них литий. От лития к францию число электронных
уровней в атоме возрастает от 2 до7, в связи с чем увеличиваются радиусы
атомов и уменьшаются энергии ионизации, а следовательно, возрастает
восстановительная активность. На внешнем уровне всех атомов находится по
одному s- электрону (ns1), который слабо связан с ядром, легко отторгается и
всем этим элементам характерна степень окисления +1. Щелочные металлы
имеют небольшую плотность (литий почти в два раза легче воды), низкие
температуры плавления и высокую электропроводность. В ряду стандартных
окислительно-восстановительных потенциалов щелочные металлы по своим
значениям электродных потенциалов расположены в начале ряда.
В природе из-за высокой реакционной способности щелочные металлы
могут находиться исключительно в виде соединений, главным образом солей:
хлоридов,
сульфатов,
карбонатов,
нитратов,
силикатов.
Наиболее
распространены в природе натрий и калий; содержание каждого из них в
земной коре около 2,5 %, а на долю всех остальных приходится
приблизительно 0,014%.
В свободном виде щелочные металлы получают, главным образом,
электролизом расплавленных солей или гидроксидов. Используются также
методы замещения:
KCl + Na  K + NaCl
KOH + Na  K + NaOH
2 RbCl + Ca  2Rb + CaCl2
2 CsCl + Ca  2Cs + CaCl2
Щелочные металлы легко вступают в химические реакции со всеми
элементарными окислителями: галогенами, кислородом, серой, азотом и даже
водородом.
2 Na + Cl2  2 NaCl
Литий при взаимодействии с кислородом образует оксид Li2O:
4 Li + О2 2 Li2O
Натрий - пероксид Na2O2:
2 Na + О2  Na2O2
Калий, рубидий и цезий - супероксиды:
Me + О2  MeO2
2 Na + S  Na2S (Na2S2, Na2S5)
6 Li + N2  2 Li3N
2 Na + H2  2NaH
Щелочные металлы бурно взаимодействуют с водой с выделением тепла:
2Me + 2H2O  2 MeOH + H2 + Q
Характеристичные соединения – оксиды (Ме2О) и гидроксиды (МеОН)
хорошо растворяются в воде и являются сильными основаниями.
Ме2О + Н2О
= 2МеОН
Их водные растворы имеют сильнощелочную среду в результате полной
диссоциации:
МеОН

Ме+ +
ОНСоли щелочных металлов практически все хорошо растворимы в воде.
Они не гидролизуются по катиону, поэтому их растворы нейтральны (соли
сильных кислот) или щелочные (соли слабых кислот).
Щелочные металлы широко используются в технике. Изотоп лития 73 Li теплоноситель в атомных реакторах.
Металлический литий и некоторые его соединения служат топливом для
ракет. Кроме того, литий используют, как исходный продукт для получения
трития 31Н в ядерной реакции:
6
1
3
4
3 Li + 0 n = 1 H + 2 He
Рубидий и цезий широко используют в фотоэлементах, преобразующих
лучистую энергию в электрическую.
Наибольшее практическое применение во всех областях нашли
соединений натрия и калия.
Лабораторная работа № 1
Все опыты со щелочными металлами следует проводить осторожно,
не роняя кусочков металла на пол, одежду и строго соблюдать методику
проведения опыта. Категорически запрещается наклонять лицо над
сосудом, в котором происходит реакция! Все опыты проводить в
вытяжном шкафу!
Опыт 1.(Демонстрационный). Взаимодействие натрия (калия) с кислородом.
Достать небольшой кусочек натрия (калия) (с горошину) пинцетом из
сосуда, где он хранился под керосином, осушить фильтровальной бумагой и
разрезать скальпелем на две части. Свежий срез имеет блестящий серебристобелый цвет, однако через некоторое время поверхность среза тускнеет. Что
происходит? Написать уравнение реакции. Кусочек металла поместить в
металлическую ложечку или тигель для сжигания и нагреть над пламенем
горелки. Написать уравнение реакции, учитывая, что натрий, сгорая, образует
перекись натрия Na2O2.
Опыт 2.(Демонстрационный) Окислительные свойства Na2O2.
Полученную в опыте 1 перекись натрия перенести в пробирку и налить в
неё немного разбавленного раствора H2SO4 и несколько капель КI. В пробирке
образуется свободный иод. Убедитесь в этом по цвету и запаху раствора или с
помощью крахмального клейстера. Протекающая реакция выражается схемой:
Na2O2 + H2SO4 + KI  I2 + ...
Составить уравнение реакции, имея в виду, что ион О22- является
окислителем в кислой среде и реагирует следующим образом:
О22- + 4Н+ + 2 е  2 Н2О
Опыт 3 (Демонстрационный) Действие натрия на воду.
Налить в широкий стакан (фарфоровую чашку) до половины объёма
воды, опустить в него кусочек натрия, быстро прикрыть стакан часовым
стеклом и наблюдать за протеканием реакции. Почему кусочек металла
“бегает”? После окончания опыта убедитесь в щелочной реакции содержимого
стакана действием двух-трех капель фенолфталеина. Написать уравнение
реакции.
Какую интенсивность реакции с водой можно ожидать от калия и других
щелочных металлов?
Опыт 4. (Демонстрационный) Открытие ионов щелочных металлов по окрашиванию
пламени.
Нихромовую проволоку подержать некоторое время в соляной кислоте и
прокалить в пламени горелки. Затем опустить проволоку в раствор соли лития и
внести в бесцветное пламя горелки. В какой цвет окрасилось пламя? Так же
поступить с солями калия и натрия (натрий - в последнюю очередь), каждый
раз предварительно очищая проволоку в кислоте. В какой цвет окрашивают
пламя ионы калия и натрия?
Контрольные вопросы.
1. Чем объяснить высокую активность щелочных металлов?
2. Какова электронная структура атомов щелочных металлов?
3. Как изменяются радиусы атомов, потенциалы ионизации,
окислительно-восстановительные свойства элементов I А подгруппы по группе
периодической системы Д.И. Менделеева?
4. Каковы физические свойства щелочных металлов?
5. Каковы химические свойства щелочных металлов? Взаимодействуют
ли непосредственно щелочные металлы с азотом, кислородом, хлором,
водородом, серой, водой? Написать соответствующие уравнения реакций.
6. Назвать важнейшие области применения щелочных металлов.
7. Назвать основные способы получения щелочных металлов.
8. Назвать важнейшие соединения щелочных металлов и области их
применения.
9. Как из хлорида калия получить металлический калий; гидроксид
калия? Написать соответствующие уравнения реакций.
10.Как можно получить нитриды щелочных металлов? Как нитриды
металлов взаимодействуют с водой?
11.Как получить гидриды калия и натрия? Каковы их химические
свойства?
12.Гидроксид калия применяется для осушки газов. Какие из указанных
газов: сероводород, аммиак, диоксид углерода – нельзя осушать гидроксидом
калия?
13.Составить уравнения реакций для следующих превращений:
Na
 NaCl  NaOH  Na  NaH 
NaCl
14.Составить уравнения реакций для следующих превращений:
Li2SO4  Li2CO3  LiHCO3  LiCl  Li
15.Составить уравнения реакций для следующих превращений:
NaCl  Na  Na2O2  Na2O  NaOH
16.Составить уравнения реакций для следующих превращений
Cs 
CsCl  CsOH  CsNO3  CsNO2
17.Написать уравнения реакций:
а). NaHCO3 t
б). LiNO3 t
в). NaOH +
Cl2 
18.Написать уравнения реакций:
а). Li +
N2 
б). NaOH +
CO2 
в). KO2
+
CO2 
19. Написать уравнения реакций, лежащих в основе промышленного
способа получения гидрокарбоната натрия. Как проводят очистку продукта?
20. Как получить калий из сильвинита? Какие промышленные отходы
возможны в этом производстве?
1.2. Металлы II А подгруппы.
Во IIА подгруппу периодической системы
20
Д.И.Менделеева входят элементы бериллий Ве, магний
Ca
Mg, кальций Са, стронций Sr, барий Ва, радий Ra.
Входящие в IIА подгруппу кальций, стронций, барий и
кальций
радий называют щелочноземельными металлами, так как
гидроксиды их обладают щелочными свойствами, а
оксиды сходны с оксидами алюминия и тяжелых металлов (так называемых
“земель”). Бериллий (и отчасти, магний) существенно отличаются от остальных
элементов II А подгруппы. По ряду свойств бериллий похож на алюминий, а
магний - на цинк.
Все элементы II А подгруппы имеют по два валентных s-электрона, один
из которых при возбуждении переходит на р-подуровень. Поэтому они в своих
соединениях двухвалентны.
Бериллий имеет очень маленький радиус иона и, следовательно, большой
потенциал ионизации. Он образует, практически во всех соединениях,
ковалентные связи.
Элементы II А подгруппы химически активны и встречаются в природе
только в виде соединений. Бериллий чаще всего встречается в виде минерала
берилла Be3Al2(SiO3)6. Окрашенные примесями разновидности берилла
известны как драгоценные камни - изумруд, аквамарин и т.д. Магний, кальций,
стронций и барий входят в состав природных сульфатов, карбонатов, фосфатов,
силикатов.
Основным способом получения металлов II А подгруппы является
электролиз расплавов солей или гидроксидов. Реже используют для получения
этих металлов процессы восстановления кремнием, углем, алюминием.
В свободном состоянии элементы II А подгруппы - легкие металлы с
различными формами кристаллической решетки.
Металлы IIA подгруппы очень сильные восстановители и активно
взаимодействуют с различными окислителями. С неметаллами образуют
бинарные соединения, например:
3Me
+ N2
= Me3N2;
обладают высоким сродством к кислороду:
2Ме +
О2
= 2МеО.
Химическая активность в подгруппе увеличивается с повышением
порядкового номера. Электродные потенциалы имеют низкие отрицательные
значения: от –1,85 В у бериллия до –2,9 В у бария. По отношению к воде
бериллий и магний устойчивы, так как покрыты защитной оксидной пленкой.
Щелочноземельные металлы (Са, Sr, Ba) реагируют с водой по реакции:
Ме
+ 2Н2О
= Ме(ОН )2
+
Н2.
Все металлы активно взаимодействуют с различными кислотами:
Me
+
2H+
= Ме2+ +
H2
4Me + 5H2SO4(конц.) = 4MeSO4 + H2S + 4H2O
4Me + 10HNO3(разб.)
= 4Me(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
Со щелочами с образованием комплексных солей способен
взаимодействовать только бериллий, что объясняется амфотерным характером
его оксида и гидроксида:
Be + 2H2O + 2NaOH
= Na2[Be(OH)4] + H2
Свойства характеристичных соединений –оксидов ( МеО) и гидроксидов
(Ме(ОН)2) – в подгруппе закономерно изменяются с увеличением порядкового
номера:возрастает растворимость в воде и усиливаются основные свойства.
Оксиды
BeO
MgO
Гидроксиды Растворимость Кислотно-основные свойства
Be(OH)2
нерастворим
амфотерные
Mg(OH)2
нерастворим
сред. основные
CaO
SrO
BaO
Ca(OH)2
Sr(OH)2
Ba(OH)2
умеренно раств. сильн. основные
умеренно раств. сильн. основные
умеренно раств. сильн. Основные
Большинство оксидов и гидроксидов металлов IIA подгруппы обладают
основными свойствами и диссоциируют в соответствии с уравнениями:
Mg(OH)2
Mg2+
+
2OHMe(OH)2
Me2+ +
2OH(Me = Ca, Sr, Ba )
Они взаимодействуют только с кислотами:
Me(OH)2
+ 2HCl = MeCl2 + 2H2O
Исключением являются соединения бериллия, которые амфотерны.
Диссоциация его гидроксида протекает как по кислотному, так и по основному
типу:
[Be(OH)4]2- + 2H+
Be(OH)2 + 2H2O
Be2+ + 2OHОксид и гидроксид бериллия взаимодействуют и с кислотами и со
щелочами, образуя соответствующие соли:
Be(OH)2 + 2HCl =
BeCl2
+ 2H2O
Be(OH)2 + 2NaOH = Na2[Be(OH)4]
Тетрагидроксобериллат натрия
сплав.
Be(OH)2
+
2NaOH
=
Na2BeO2
+
2H2O
бериллат натрия
Все соли бериллия сильно гидролизованы.
Наибольшее значение в промышленности имеют бериллий и магний.
Бериллий используют как замедлитель нейтронов в атомных реакторах. В
качестве легирующей добавки он сообщает сплавам твердость, прочность,
антикоррозионную устойчивость. Сплавы на основе магния широко применяют
как конструкционные материалы в ракетной технике, авиа- и автостроении.
Они содержат до 80% магния и различные добавки, отличаются малой
плотностью, высокой прочностью, хорошей электропроводностью.
Сплавы бария со свинцом используют в типографском деле.
Металлический кальций используют для восстановления из руд хрома,
рубидия и некоторых других металлов.
Из соединений элементов IIА подгруппы наибольший практический
интерес представляют соединения кальция:
СаО - оксид кальция (негашеная известь)
Са(ОН)2 - гидроксид кальция (гашеная известь; известковая вода).
СаСО3 - карбонат кальция (мел; мрамор)
СаSO4  2 Н2О - двуводный кристаллогидрат сульфата кальция (гипс)
СаSO4  1/2 H2O - полуводный кристаллогидрат сульфата кальция
(алебастр).
Лабораторная работа №2
Опыт 1. (Демонстрационный) Взаимодействие магния и кальция с кислородом.
Небольшой кусочек стружки магния, пинцетом внести в пламя горелки и
после воспламенения сжечь его над фарфоровым тиглем. К собранному в тигле
оксиду магния прилить 1 ... 2 мл воды и добавить 1 каплю фенолфталеина.
Аналогичный опыт провести с кальцием.
Объяснить происходящие явления и написать уравнения реакций.
Опыт 2. (Демонстрационный). Взаимодействие магния и кальция с водой.
В химический стакан с водой добавить 1 ... 2 капли фенолфталеина и
внести пинцетом небольшую стружечку (лучше немного порошка) магния и
наблюдать за протеканием реакции.
Аналогичный опыт провести с кальцием.
Объяснить происходящие явления и написать уравнения реакций.
Сопоставить активность металлов по отношению к воде.
Опыт3.Свойства гидроксидов бериллия и магния.
а) В две пробирки налить по 3 ... 5 капель раствора хлорида бериллия и
добавить в каждую пробирку раствор гидроксида натрия по каплям до
образования осадка. Отметить цвет осадка. Затем в одну пробирку добавить
HCl, а в другую - NaOH до растворения осадков. Описать наблюдения, дать
объяснения. Написать уравнения реакций. Какими свойствами обладает
Ве(ОН)2 ?
б) В две пробирки налить по 3 ... 5 капель раствора хлорида магния и
раствора NaOH до образования осадка. Отметить цвет осадка. Затем в одну
пробирку добавить 3 ... 5 капель (избыток) NaOH, а в другую - столько же HCl.
В обеих ли пробирках растворяется осадок? Какими свойствами обладает
Mg(OH)2? Дать объяснения наблюдениям. Написать уравнения реакций.
Опыт 4.Сравнение способности к гидролизу растворов солей Be, Mg, Ca.
На три бумажки универсального индикатора нанести по капле растворов
BeCl2, MgCl2, CaCl2 (отдельно!). Сравнить полученные цвета индикаторных
бумажек с цветной шкалой универсального индикатора. Записать рН растворов.
Написать уравнения реакций гидролиза. Гидролиз какой соли идет в большей
степени?
Опыт 5. Получение осадков солей металлов II А подгруппы
а) В три пробирки налить (отдельно!) по 2 ... 3 капли растворов солей
кальция, стронция, бария и прилить в каждую пробирку по 2 ... 3 капли
раствора сульфата натрия (Na2SO4). Отметить внешний вид, цвет и количество
выпавших осадков. Все ли осадки выпадают с одинаковой скоростью? Чем это
объяснить? Написать уравнения реакций.
б) Налить в пробирку 2 ... 3 капли раствора соли бария и добавить столько
же раствора хромата калия K2CrO4. Отметить внешний вид и цвет выпавшего
осадка. Написать уравнение реакции. Объяснить, почему выпал осадок.
в) Налить в пробирку 2 ... 3 капли раствора соли кальция и добавить
столько же раствора щавелевокислого аммония (NH4)2C2O4. Отметить цвет,
внешний вид и количество выпавшего осадка. Почему выпал осадок? Написать
уравнение реакции.
Опыт 6 (Демонстрационный). Окрашивание пламени солями элементов II А
подгруппы
Обработать нихромовую проволоку концентрированной HCl и прокалить
в пламени спиртовой горелки, затем опустить её в раствор соли
щелочноземельного металла (Са, Sr, Ba) и вновь внести в пламя спиртовой
горелки. В какие цвета окрашивают пламя соли испытуемых металлов?
Контрольные вопросы
1. Какими физическими и химическими свойствами обладают
щелочноземельные металлы?
2. Магний сожгли на воздухе. Продукты реакции обработали водой.
Какие соединения при этом образовались? Написать уравнения реакций.
3. Как изменит окраску лакмус в растворах солей а) хлорида магния;
б) хлорида бария?
4. Осуществить превращения, назвать соединения:
Са  СаО  Са(ОН)2  СаСО3  Са(НСО3)2  СаСl2
5. В сосуд с водой поместили 15,6 г смеси кальция и оксида кальция.
Вычислить массу каждого из веществ, зная, что в результате реакции
выделилось 5,6 л газа (н.у.).
6. При прокаливании 12 г известняка выделилось 2,24 л оксида углерода
(IV) (н.у.). Определить массовую долю карбоната в навеске известняка.
7. Определить массу осадка, образующегося при приливании избытка
раствора карбоната натрия к 200 г 20%-ного раствора хлорида кальция.
8. К 100 мл 0,25 М раствора CaCl2 прибавили равный объём 0,25 М
раствора Na2SO4. Сколько мг ионов Са2+ осталось в растворе? (ПРCaSO4 = 6,1105
). (Ответ: 62,2 мг).
9. Сколько алебастра можно получить при обжиге 1 т гипса?
10. На сколько увеличится масса 1 кг алебастра при его переводе в гипс?
11. Составить схему электролиза а) расплава хлорида магния; б) водного
раствора хлорида магния.
12. Какая вода называется жесткой? Химические способы умягчения
воды.
13. Написать уравнения реакций для следующих превращений:
Mg  Mg(NO3)2  MgO  MgSO4  Mg(HSO4)2
14. Написать уравнения реакций для следующих превращений:
CaCl2 
Ca  CaO  Ca(OH)2  СaOCl2
15. Написать уравнения реакций для следующих превращений:
Sr  Sr(OH)2  SrCO3  Sr(NO3)2  t Х
16. Написать уравнения реакций для следующих превращений:
BaCl2  BaSO4  BaCO3  BaO  Ba(OH)2
17. Написать уравнения реакций:
а).BaO + NO2 
б). Ca + HNO3 
в).Be(OH)2 + KOH 
18. Написать уравнения реакций:
а). BaSO4 + C 
б). BeF2 + NaF 
в). CaH2 + H2O 
19. Написать уравнения реакций для следующих превращений:
Ca3(PO4)2  Ca(HSO4)2  CaSO4  CaS  CaCl2
20. Написать уравнения реакций для следующих превращений:
ВaCl2  BaCrO4  Ba(NO3)2  BaCO3  BaO.
21. Написать уравнения реакций:
а). Mg + N2 
б). CaC2 + H2O 
в). Mg(OH)2 + NH4Cl 
1.3. Алюминий
Алюминий входит в главную подгруппу III
группы периодической системы Д.И.Менделеева. На
Al
внешнем электронном слое атома три электрона: Al
..3s23p1; при возбуждении: Al*….3s13p2 . Поэтому в
алюминий
соединениях алюминий проявляет степень окисления
+3.По своим свойствам он резко отличается от бора и
обладает ярко выраженными металлическими свойствами. Из-за устойчивой
оксидной пленки алюминий не растворяется в воде, несмотря на высокое
значение электродного потенциала (-1,66 В). Оксидная пленка растворяется в
кислотах (с трудом) и в щелочах. Оксид алюминия амфотерен.
Al2O3 + 6 H+  2 Al+3 + 3 H2O
Al2O3 + 2OH- + 3H2O  2[Al(OH)4] Алюминий, лишенный защитной пленки, взаимодействует с водой:
2Al + 6 H2O  2 Al(OH)3 + 3 H2,
Алюминий активно реагирует с кислотами
2 Al + 6 H+  2 Al+3 + 3 H2,
и с водными растворами щелочей
2Al + 2OH- + 6 H2O  2[Al(OH)4]- + 3H2.
Гидроксид алюминия Al(OH)3 - типичное амфотерное соединение:
свежеприготовленный легко растворяется в кислотах и в щелочах.
OHOH13
Al+3
Al(OH)3 
[Al(OH)4] -
H+
H+
Для получения осадка Al(OH)3 щелочь обычно не используют из-за
легкости перехода осадка в раствор, а действуют на соли алюминия
гидроксидом аммония, причем при комнатной температуре образуется Al(OH)3
( ортоалюминиевая кислота H3AlO3), а при кипячении - AlO(OH)
(метаалюминиевая кислота HAlO2)
AlCl3 + 3 NH4OH = Al(OH)3 + 3NH4Cl
t
AlCl3 + 3 NH4OH = HAlO2 + 3NH4Cl + H2O
Соли алюминия и сильных кислот хорошо растворимы в воде и
подвергаются в значительной степени гидролизу по катиону, создавая
сильнокислотную среду, в которой возможно растворение металлов, например,
Mg или Zn:
Al+3 + H2O
AlOH2+ + H+ ( рН <<7) (I ступень)
При определенных условиях (нагревание, подщелачивание) гидролиз
протекает и по следующим ступеням
( AlOH) 2+ + H2O
[Al(OH)2]+ + H +
(II ступень)
+
+
[Al(OH)2] + H2O
Al(OH)3 + H
(III ступень)
В растворах метаалюминатов (NaAlO2) среда щелочная из-за гидролиза
по аниону
AlO2- + H2O
HAlO2 + -OH
(pH >7)
Алюминий - важнейший конструкционный металл, основа легких
коррозионно-стойких сплавов (с магнием - дюралюмин или дюраль, с медью бронза). Чистый алюминий в больших количествах идет на изготовление
посуды и электрических проводов.
Лабораторная работа №3
Опыт 1. Взаимодействие металлического алюминия со щелочью
Поместить в пробирку немного алюминиевых стружек и добавить к нему
5-10 капель раствора щелочи. Легко ли алюминий растворяется в щелочи?
Объяснить механизм реакции алюминия со щелочами. Написать уравнения
реакций.
Опыт 2. Получение гидроксида алюминия и исследование его свойств
В две пробирки поместить по 2-3 капли раствора соли алюминия и
осторожно добавить в каждую по 1-3 капли 2н раствора едкого натра до
образования осадка гидроксида алюминия. К полученному осадку прибавить в
одну пробирку 3-4 капли раствора соляной кислоты, в другую - такое же
количество раствора едкого натра. Что наблюдается в обоих случаях? Какой
вывод о свойствах гидроксида алюминия можно сделать? Написать в
молекулярном и ионном виде уравнения: а) реакции получения гидроксида
алюминия; б) реакции взаимодействия гидроксида алюминия с кислотой и
щелочью; в) схему равновесия диссоциации гидроксида алюминия. Как
смещается равновесие диссоциации гидроксида алюминия при добавлении
избытка кислоты? При добавлении избытка щелочи?
Опыт 3. Гидролиз растворов солей алюминия.
Определить рН водного раствора соли алюминия.Для этого нанести 1
каплю раствора соли на полоску универсального индикатора.
Написать молекулярное и ионное уравнения первой ступени гидролиза.
Почему гидролиз данной соли не идет до конца? Какие продукты получаются в
результате реакции? Как можно уменьшить или усилить гидролиз соли
алюминия?
Контрольные вопросы:
1. Составить электронную формулу атома алюминия, иона алюминия в
в характерной степени окисления.
2. Написать уравнения реакций горения алюминия в кислороде; в хлоре; в
парах серы.
3. Какие кислотно-основные свойства характерны для оксида и
гидроксида алюминия? Составить уравнения соответствующих реакций.
4. Какие вещества и в какой последовательности образуются при
постепенном прибавлении избытка раствора гидроксида натрия к раствору
хлорида алюминия? Составить уравнения реакций в молекулярной и ионной
форме.
5. Почему нельзя пользоваться алюминиевыми сосудами для хранения
щелочных растворов? Привести уравнения реакций.
6. Почему алюминий, находясь в ряду электродных потенциалов левее
водорода, не вытесняет его из воды, но легко вытесняет водород из водного
раствора щелочи?
7. Какие вещества и в какой последовательности образуются при
постепенном добавлении избытка раствора соляной кислоты на раствор
алюмината натрия?
8. Как алюминий реагирует с разбавленными и концентрированными
соляной и серной кислотами? Составить уравнения реакций.
9. Как алюминий реагирует с разбавленной и с концентрированной
азотной кислотой ? Составить уравнения реакций.
10.Чем объясняется высокая коррозионная устойчивость алюминия? Как
влияют ионы ртути на коррозию алюминия? Составить уравнения реакций.
11.Написать уравнения реакций для следующих превращений:
а) Al2O3  AlCl3  Al(OH)3  K3AlO3 ;
б) K3AlO3  Al(OH)3  Al2O3  Al .
12. Написать уравнения реакций для следующих превращений:
а) Al  AlCl3  Al(OH)Cl2  Al(OH)3 ;
б) K3AlO3  Al2(SO4)3  Al(HSO4)3  Al(OH)3 .
13. Написать уравнения реакций
гидролиза следующих солей : а)
хлорида алюминия; б) сульфида алюминия. Какая реакция среды в водных
растворах этих солей?
14. Как изменяется окраска лакмуса в водных растворах солей: нитрата
алюминия; метаалюмината натрия; алюмокалиевых квасцов? Составить
уравнения реакций.
15. Объяснить, почему при сливании растворов нитрата алюминия и
сульфида натрия не образуется осадка сульфида алюминия. Что образуется?
16. Почему при действии сульфида натрия и карбоната натрия на водный
раствор алюмокалиевых квасцов выпадает осадок одинакового состава?
Составить уравнения реакций.
17. Какой процесс называется алюмотермией? Для чего он используется?
18. Каков состав термитной смеси? Для чего она используется? Составить
уравнение реакции.
19.Написать уравнения реакций для следующих превращений:
Al  Al2S3  Al(OH)3  AlCl3  K[Al(OH)4]
20.Как получают алюминий в промышленности?
1.4. Олово. Свинец
Олово и свинец - металлы IV А подгруппы
периодической
системы
Д.И.Менделеева.
Sn
Электронные формулы валентных электронов этих
металлов:
олово
Sn ... 5s25p2
Pb ... 6s26p2
Степень окисления
элементов в нормальном состоянии +2, при
возбуждении +4, поэтому известны два ряда производных олова и свинца.
Отношение Sn и Pb к кислотам различно. Олово растворяется в соляной
кислоте ( в разбавленной медленно, а в концентрированной и при нагревании быстро) :
Sn + 2HCl = SnCl2 + H2
Свинец при взаимодействии с HCl покрывается слоем PbCl2,
препятствующим дальнейшему взаимодействию Pb с кислотой.
Аналогично происходит взаимодействие свинца с разбавленной серной
кислотой, но при концентрации кислоты выше 80% на поверхности металла
образуется растворимая кислая соль Pb(HSO4)2 . Разбавленная серная кислота
на олово не действует. Горячая концентрированная серная кислота растворяет
оба элемента по схеме
Э + 4H2SO4 = Э(SO4)2 + 2SO2 + 4H2O
В сильно разбавленной азотной кислоте олово медленно растворяется с
образованием Sn(NO3)2. Концентрированная азотная кислота действует на Sn по
схеме
Sn + 4HNO3 = SnO2 + 4NO2 + 2H2O
При действии HNO3 на свинец реакция протекает по схеме
50
3Pb + 8HNO3 = 3Pb(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Образующаяся соль Pb(NO3)2 не растворима в концентрированной
азотной кислоте, и наоборот, хорошо растворима в воде, поэтому Pb хорошо
растворяется в разбавленной азотной кислоте.
Олово и свинец растворяются в щелочах с выделением водорода и
образованием комплексных солей:
Pb + 4KOH + 2H2O  K4[Pb(OH)6] + H2
Для олова и свинца известны оксиды типов ЭО и ЭО2. В воде они почти
не растворимы, поэтому отвечающие им гидроксиды получают действием
щелочей на растворы соответствующих солей:
SnCl4 + 4NaOH = 4NaCl + Sn(OH)4
Pb(NO3)2 + 2NaOH = 2NaNO3 + Pb(OH)2
По химическим свойствам все эти гидроксиды - амфотерные соединения.
Изменения кислотных и основных свойств можно представить схемой:
Усиление основных свойств
Sn(OH)2
Sn(OH)4
Pb(OH)2
Pb(OH)4
Гидроксиды H2SnO2 и H2PbO2 называют оловянистой и свинцовистой
кислотами, а их соли - станнитами и плюмбитами. Гидроксиды H2SnO3
(H4SnO4) и H2PbO3 (H4PbO4) называют оловянной и свинцовой кислотами, а их
соли - станнатами и плюмбатами.
Ввиду слабости основных свойств гидроксидов Э(ОН)4 их соли
подвергаются в растворах сильному гидролизу.
Наибольшее значение из соединений этих элементов имеют галиды ЭГ4.
Самое характерное свойство для них - склонность к реакции присоединения.
Например, SnCl4 образует комплексы с HCl, H2O.
Галиды ЭГ2 имеют ярко выраженный характер солей, гидролизуются
значительно меньше, чем ЭГ4.
Для Sn известны сульфиды SnS и SnS2, которые отличаются по своему
отношению к сернистому аммонию. В то время как сульфид олова(II) с ним не
взаимодействует, сульфид олова(IV) в растворе сульфида аммония образует
аммонийную соль тиооловянной кислоты: (NH4)2S + SnS2 = (NH4)SnS3
Для характеристики окислительно – восстановительных свойств
используют диаграммы Латимера.
Диаграммы Латимера:
а) для олова;
-0,118
SnO2
+0,154
-0,141
4+
2+
Sn
Sn
Sn0
-0,96
-0,79
24[Sn(OH)6]
[Sn(OH)6]
б) для свинца:
-0,956
PbS
1,685
-0,356
PbSO4
1,456
- 0,126
2+
PbO2
Pb0
Pb
0,305
2-
-0,538
2-
[Pb(ОН )6]
[Pb(OH)4]
Соединения олова и свинца характеризуются различными окислительновосстановительными свойствами (см. диаграмму Латимера).Для олова более
устойчивой является степень окисления (+4), соединения Sn+2 - восстановители,
легко окисляются кислородом воздуха и другими окислителчми; для свинца более устойчива степень окисления (+2), соединения свинца (+4) - чрезвычайно
сильные окислители.
Например, возможно окисление диоксидом свинца соединений марганца
(II) до перманганат-иона:
5PbO2 + 2Mn(NO3)2 + 6HNO3 = 5Pb(NO3)2 + 2HMnO4 + 2H2O
Лабораторная работа №4
ВНИМАНИЕ! Все соединения свинца ядовиты! При работе с ними
соблюдать особую осторожность! По окончании опытов с кислотами
растворы слить в слив, а не растворившиеся металлы положить в
специальную посуду!
Опыт 1. Отношение олова и свинца к кислотам (проводить в
вытяжном шкафу!).
а) растворение олова в кислотах
В три пробирки положить по кусочку металлического олова и прилить по
5 капель кислот, в первую - соляной, во вторую - серной, в третью - азотной.
Отметить наблюдения. Написать уравнения реакций в ионной и молекулярной
формах.
б) В три пробирки поместить по кусочку свинца и прилить по 5-8 капель
растворов кислот: в первую - соляной, во вторую - серной, в третью - азотной.
Нагреть пробирки на спиртовке. Во всех ли пробирках протекает реакция?
После охлаждения растворов в каждую пробирку добавить 1-2 капли раствора
KI. В какой из пробирок выпал осадок?
Опыт 2. Амфотерные свойства гидроксидов олова и свинца.
Налить в две пробирки по две капли раствора SnCl2, в другие две - по две
капли раствора Pb(NO3)2. Затем в каждую пробирку прибавить по несколько
капель раствора щелочи. К выпавшим осадкам добавить в первую пробирку
раствор HNO3 и во вторую - раствор NaOH. Отметить наблюдения.Дать
объяснения. Написать уравнения реакций.
Опыт 3. Галогениды свинца (II)
В две пробирки внести по 2-3 капли раствора соли свинца. Прилить в
первую пробирку 2-3 капли раствора KI, во вторую - 2-3 капли раствора HCl.
Наблюдать цвета полученных осадков. Добавить в каждую пробирку по 3-4
капли воды и слегка нагреть. Что происходит? Дать растворам охладиться. Что
происходит? Дать объяснения. Написать уравнения всех реакций.
Опыт 4. Окислительные свойства соединений свинца (IV).
В пробирку поместить одну ложечку порошка PbO2 и 10 капель
концентрированного раствора NaOH. Пробирку нагреть на спиртовке. В
горячий раствор внести 2 капли раствора Cr2(SO4)3 и снова нагреть пробирку.
Отметить появление желтой окраски раствора, характерной для иона Cro42- .
Написать уравнение реакции.
Опыт 5.Восстановительные свойства соединений олова (II).
К 1-2 каплям раствора хлорида олова SnCl2 прилить по каплям раствор
щелочи до растворения первоначально образовавшегося осадка. К полученному
раствору станнита натрия прилить 2-3 капли раствора соли висмута (Bi(NO3)3),
перемешать. Сначала образуется белый осадок Bi(OH)3, затем он чернеет,
восстанавливаясь до металлического висмута. Станнит натрия при этом
окисляется в станнат натрия. Написать уравнения всех реакций.
Контрольные вопросы:
1. Соответствующими уравнениями реакций доказать амфотерный
характер гидроксидов олова (II) и свинца (II).
2. Написать в молекулярной и ионной формах уравнения реакций
получения гидроксида олова (IV) и взаимодействие его с кислотами и щелочью.
3. Какой из указанных гидроксидов проявляет более основные свойства:
Sn(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)4?
4. Как получить тиостаннат аммония из SnCl2? Написать уравнения
реакций.
5. Почему при приготовлении раствора SnCl2 воду подкисляют соляной
кислотой? Написать уравнение реакции гидролиза SnCl2 в молекулярной и
ионной формах. Как влияет на степень гидролиза: а) добавление воды; б)
добавление соляной кислоты?
6. Закончить уравнение реакции:
PbO2 + MnSO4 + H2SO4  HMnO4 + ...
Уравнять методом ионно - электронного баланса.
7. Закончить уравнения реакций и написать их в ионной форме:
а). Sn + HNO3 (конц.) 
б). Zn + SnCl2  ZnCl2 + …
8. Соответствующими реакциями доказать, что соединения олова(II)
обладают восстановительными свойствами.
9. Составить уравнения реакций взаимодействия свинца с разбавленной
азотной кислотой.
10. Написать электронные формулы атомов олова и свинца. Какой из этих
элементов обладает более выраженными металлическими свойствами?
11. Какое сходство и различие наблюдается в строении электронных
оболочек атомов углерода, олова и свинца? Как это отражается на их
свойствах?
12. Почему разбавленная серная кислота не растворяет свинец, а
концентрированная – растворяет? Объяснить, написать уравнения реакций.
13. Написать электронные формулы ионов: Sn+2., Sn+4, Pb+2,Pb+4
14. Как влияет заряд иона металла на кислотно-основной характер
соответствующих им оксидов и гидроксидов олова и свинца?
15. Привести уравнения реакций, подтверждающих восстановительный
характер ионов Sn2+, Pb2+ и окислительный характер ионов Sn4+, Pb4+.
16. Написать уравнения реакций: а) олова с концентрированным
раствором щелочи; б) свинца с концентрированным раствором щелочи.
17. Написать уравнения реакций для следующих превращений:
Sn  SnCl2  Sn(OH)2  Na2[Sn(OH)4]  Na2[Sn(OH)6]
18. Написать уравнения реакций для следующих превращений:
Sn  Sn(NO3)2  Na2SnO2  Sn(OH)2  SnCl2
19. Написать уравнения реакций для следующих превращений:
Pb  Pb(NO3)2  PbCrO4  Na2[Pb(OH)4]  Pb(OH)2
20. Написать уравнения реакций для следующих превращений:
PbO2  PbCl2  Pb(OH)2  K2[Pb(OH)4]  PbCl2
1.5. Цинк, кадмий, ртуть.
Элементы II B подгруппы имеют завершенную
30
конфигурацию валентных электронов ns2 (n-1)d10 и
Zn
проявляют постоянную валентность, равную 2.
В виде простых веществ цинк, кадмий и ртуть
цинк
представляют собой серебристо-белые металлы,
поверхность которых покрыта оксидной пленкой.
Ртуть является в нормальных условиях жидким металлом, так как имеет низкую
температуру плавления ( - 39° С).
Химическая активность металлов этой группы от Zn к Hg уменьшается.
Об этом свидетельствуют значения их окислительно-восстановительных
потенциалов:
° Zn2+/ Zn = -0,76 в
°Cd2+ / Cd = -0,403 в
°Hg2+ /Hg = +0,789 в
Наиболее активным является цинк. В воде цинк не растворяется, так как
его поверхность покрыта нерастворимым в воде оксидом. Очищенный от
оксидной пленки цинк способен вытеснять водород из воды:
Zn + 2H2O  Zn(OH)2 + H2
Цинк легко растворяется в разбавленных кислотах (HCl, H2SO4):
Zn + 2H+  Zn2+ + H2  ,
и при нагревании в щелочах, так как обладает амфотерностью, и его
оксид и гидроксид хорошо растворяются в щелочном растворе.
Zn + 2OH- + 2H2O  H2 + [Zn(OH)4]2При растворении в азотной кислоте цинк способен восстановить N+5до N-3
4 Zn + 10 HNO3 (разб.) 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
При взаимодействии цинка с концентрированной серной кислотой могут
образовываться разные продукты восстановления S+6 : SO2, S, H2S.
Например:
4Zn + 5H2SO4  4ZnSO4 + H2S + 4H2O
Кадмий в щелочах практически не растворяется, а в кислотах - менее
энергично, чем цинк.
Ртуть способна растворяться в растворах концентрированных кислотокислителей ( HNO3, H2SO4 конц.) и в разбавленной HNO3 :
Hg + 4HNO3 (конц.)  Hg(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
6Hg + 8HNO3 (разб.)  3Hg2(NO3)2 + 2NO + 4 H2O
Hg + H2SO4 (конц.)  SO2 + HgSO4 + H2O
Свойства однотипных соединений по группе закономерно изменяются.
Например, основные свойства оксидов (ЭО) и гидроксидов (Э(ОН)2) от цинка к
ртути усиливаются. Поэтому гидроксид кадмия, Cd(OH)2, кислотные свойства
проявляет в значительно меньшей степени, чем Zn(OH)2. Если Zn(OH)2 легко
растворяется в щелочах, то Cd(OH)2 взаимодействует с концентрированными
щелочами при длительном кипячении:
Cd(OH)2 + 4NaOH  Na4[Cd(OH)6]
В отсутствии избытка щелочи гидроксокадматы легко разрушаются
водой:
Na4[Cd(OH)6]  Cd(OH)2 + 4NaOH
При действии на соли катионов подгруппы цинка раствором аммиака
образующиеся в начале гидроксиды растворяются с образованием аммиакатных
комплексов:
Zn2+ + 2NH4OH  Zn(OH)2 + 2NH4+
Zn(OH)2 + 4NH4OH  [Zn(NH3)4](OH)2 + 4H2O
Аммиакаты ртути (II), [Hg(NH3)4](NO3)2 образуются только при большом
избытке NH3 и в присутствии солей аммония. Взаимодействие HgCl2 c NH3 в
концентрированном растворе NH4Cl приводит к выпадению осадка
[Hg(NH3)2Cl2]:
HgCl2 + 2NH3  [Hg(NH3)2Cl2]
В разбавленных же растворах образуется нерастворимое в воде амидное
производное [HgNH2]Cl :
HgCl2 + 2NH3  [HgNH2]Cl + NH4Cl
Диаграмма Латимера для ртути:
+0,854
+0,920
+0,788
2+
2+
Hg
Hg2
Hg0
+0,53
+0,2676
HgCl2
Hg2Cl2
X=Br, +0,306
X=Br, + 0,1397
2НgX4]
Hg2X2
X=I, +0,116
X=I, -0,0405
X= Br, +0,223
X= I,
-0,038
Соединения цинка не проявляют в водных растворах активных
окислительных свойств, тогда как соединения ртути являются достаточно
сильными окислителями, о чем свидетельствует диаграмма Латимера для ртути.
Соли ртути (II) способны окислять даже такой неактивный металл как медь:
Cu + Hg2+  Cu2+ + Hg
Проявляя постоянную валентность - два, ртуть способна к образованию
соединений со степенью окисления +1, в которых ртуть находится в виде
сложного катиона ( Hg - Hg)2+ .
Соединения такой ртути весьма склонны к диспропорционированию:
Hg22+  Hg + Hg2+
В зависимости от условий соединения Hg22+ могут проявлять или
восстановительные или окислительные свойства:
Hg2Cl2 + Cl2  2HgCl2
Hg2Cl2 + SnCl2  2Hg + SnCl4
Соединения кадмия и ртути ядовиты, особенно соединения ртути.
Лабораторная работа №5
Опыт
1.
Образование
сульфидов
взаимодействием
(демонстрационный опыт, проводить в вытяжном шкафу!).
простых
веществ
При проведении данного опыта не наклоняйтесь над смесью серы и
цинка. Нельзя проводить опыт в пробирке!
Цинковую пыль и серный цвет (порошок серы), взятые в массовом
соотношении 2:1, тщательно перемешать. Смесь поместить на кусочек асбеста
и прикоснуться к ней горячей стеклянной палочкой. Объяснить яркую вспышку
и образование белого дыма. Составить уравнение реакции.
Опыт 2. Сравнение химической активности цинка и кадмия.
В пробирку с 2-3 каплями раствора сульфата кадмия опустить пластинку
металлического цинка. Объяснить наблюдаемое. Записать уравнение реакции.
Опыт 3. Растворение цинка в кислотах и щелочах.
Поместить в четыре пробирки по одной грануле металлического цинка.
В первую пробирку добавить несколько капель разбавленной серной
кислоты, во вторую — несколько капель концентрированной серной кислоты, в
третью — концентрированной азотной кислоты, в четвертую — несколько
капель концентрированного раствора гидроксида натрия, нагреть её. Что
происходит? В каждом случае написать уравнения реакций. Почему
разбавленная и концентрированная серная кислота по-разному реагируют с
цинком? Какой ион является окислителем в том и другом случае?
Опыт 4. Получение и свойства гидроксидов цинка и кадмия.
а). Налить в три пробирки по 1-2 капли раствора соли цинка, добавить по
1-2 капли 2н раствора гидроксида натрия до появления осадка. К содержимому
первой пробирки добавить несколько капель разбавленного раствора
хлороводородной кислоты до растворения осадка, во вторую пробирку —
несколько капель 2н раствора гидроксида натрия, в третью пробирку несколько капель концентрированного раствора аммиака. Написать уравнения
реакций, учитывая, что с гидроксидом натрия и аммиаком образуются
соответственно гидроксо- и аммиакатный комплексы цинка.
б). Аналогично опыту 4а из соли кадмия в трех пробирках получить
гидроксид кадмия. Исследовать его отношение к хлороводородной кислоте,
гидроксиду натрия, раствору аммиака. Написать уравнения реакций и сравнить
свойства гидроксидов цинка и кадмия .
Опыт 5. Гидролиз солей цинка и кадмия.
Поместить в одну пробирку несколько кристалликов соли цинка, в
другую — столько же соли кадмия и растворить их в 1-2 каплях воды.
Определить рН растворов с помощью универсальной индикаторной бумажки.
Соль какого металла подвергается гидролизу в большей степени? Записать
уравнения реакций гидролиза в молекулярной и ионной формах.
Можно проделать этот опыт на предметном стекле, используя готовые
растворы солей. Для этого полоски индикатора поместить на стекло и
коснуться пипеткой с раствором соли. Определить pH среды.
Опыт 6. Получение малорастворимых солей цинка и кадмия.
В две пробирки внести по 1-2 капли раствора сульфида натрия. В первую
пробирку добавить 1-2 капли соли цинка, во вторую — соли кадмия. Отметить
цвет образовавшихся осадков. Добавить в каждую пробирку по одной капле
разбавленного раствора хлороводородной кислоты. Какой из сульфидов лучше
растворим в кислоте? Объяснить различную растворимость сульфидов цинка,
кадмия. Написать уравнения реакций.
Контрольные вопросы:
1. Как изменяется химическая активность металлов в ряду: цинк - кадмий
- ртуть ?
2. Какие степени окисления характерны для цинка, кадмия и ртути?
3. Как относятся цинк и кадмий к разбавленным и концентрированным
кислотам - соляной, серной и азотной?
4. Как взаимодействует ртуть с азотной кислотой: а) при избытке ртути;
б) при избытке кислоты?
5. Как изменяются кислотно-основные свойства в ряду ZnO - CdO - HgO
?
6. Какие соединения образуются при действии недостатка и избытка
раствора аммиака на растворы а) ZnCl2, б) CdCl2, в)HgCl2 ?
7. Какая соль в растворе сильнее всего гидролизуется: ZnCl2, CdCl2,
Na2ZnO2 ? Составить уравнения гидролиза.
8. Какой из хлоридов имеет наиболее ионный характер связи: ZnCl2,
CdCl2, HgCl2, BaCl2 ? Расположите их в порядке увеличения ионности связи.
9. Как изменяется устойчивость иодидокомплексов [ЭI4]2- в ряду Zn(II) Cd(II) - Hg(II) ? Написать уравнения реакций их получения.
10. При действии цианида калия на аммиакат кадмия образуется
комплексный цианид. Какое заключение об относительной устойчивости
аммиакатов и цианокомплексов кадмия (II) можно сделать на основании этого
факта?
11. Сравнить кислотно-основные свойства гидроксидов Zn(II) и Cd(II).
Приведите уравнения реакций, подтверждающих эти свойства.
12. Написать формулы различных типов солей, которые образует цинк.
13. Написать уравнения реакций, протекающих при добавлении щелочи к
растворам: а) Hg(NO3)2 б) Hg2(NO3)2 в) Cd(NO3)2.
14. При помощи каких реакций можно отличить находящиеся в растворе
ионы: а) Zn2+ и Cd2+ ; б) Hg2+ и Hg22+ ? Написать уравнения соответствующих
реакций.
15. В чем растворяется сульфид цинка: а) NaOH б) HCl в) HNO3?
16. Закончить уравнения реакций:
а). Zn + HNO3(разб.)  NH4NO3 + ...
б). HgS + HNO3 + HCl  H2SO4 + H2[HgCl4] + ...
17. Закончить уравнения реакций:
а). HgCl2 + NH3(р-р)  …,
б). ZnCl2 + Na2S  … ?
18. Как осуществить следующие превращения:
а) Zn2+  Zn(OH)2  [Zn(OH)4]2-  Zn2+,
б) Hg2+  Hg2Cl2  Hg + HgNH2Cl?
19. Написать уравнения реакций для следующих превращений:
Zn  ZnCl2  Na2ZnO2  Zn(OH)2  [Zn(NH3)4](OH)2
20. Написать уравнения реакций для следующих превращений:
Zn  Zn(NO3)2  ZnS  Zn(NO3)2  Zn(OH)2
1.6. Медь, серебро.
Медь и серебро d- металлы IБ подгруппы.
Электронные формулы валентных электронов атомов
Cu
металлов: Cu ... 3d10 4s1
Ag ... 4d10 5s1
медь
Медь и серебро -мягкие пластичные металлы с
высокой теплои
электропроводимостью, с
характерным металлическим блеском и цветом; медь- красноватого, серебро серебристо-белого цвета.
Металлы IБ группы характеризуются высокой энергией металлической
связи и высокими энергиями ионизации и, следовательно, относительно низкой
химической активностью. Причем медь более активна, чем серебро. Медь
непосредственно взаимодействует с кислородом, серой и галогенами, образуя
соединения меди (II):
2Cu + O2 = 2CuO
Cu + Cl2 = CuCl2
Исключением является реакция с иодом, при которой получается иодид
меди (I). Во влажном воздухе изделия из меди покрываются “патиной” - смесью
основных сульфатов и карбонатов меди (II).
Серебро на воздухе в присутствии сероводорода темнеет в результате
образования сульфида серебра (I):
Ag + 2H2S + O2 = 2Ag2S + 2 H2O
Медь и серебро характеризуются положительными значениями
стандартных окислительно-восстановительных потенциалов, поэтому они
устойчивы в водных средах различной кислотности ( в воде, водн. NaOH, водн.
HCl
и др. кислотах “неокислителях”). Медь и серебро реагируют с
разбавленной и концентрированной азотной и концентрированной серной
кислотами:
Cu + 2H2SO4 (конц.) = CuSO4 + SO2 + 2H2O
Ag + 2HNO3( конц.) = AgNO3 + NO2 + H2O
Если в растворе возможно образование комплексного соединения,
восстановительные свойства металлического серебра усиливаются, например, в
присутствии цианидов серебро окисляется кислородом:
4Ag + O2 + 8CN- + 2H2O = 4[Ag(CN)2] - + 4OH –
29
Cu 2+
Диаграмма Латимера для меди:
+0,337
0,153
+0,521
+
Cu
Cu
X = Cl, + 0,538
+0,137
Cu X
X = Br, + 0,640
+ 0,033
X = I, + 0,860
– 0,1852
X = CN,  + 1,2
 - 0,43
Наиболее устойчивой для меди является степень окисления +2.
Соединения меди (I) в растворе неустойчивы и диспропорционируют:
2Cu+  Cu2+ + Cu0,
а кислородом воздуха окисляются до меди (II). Степень окисления +1
стабилизируется в плохо растворимых соединениях: галогенидах, сульфиде,
тиоцианате, оксиде меди (I). Соединения меди (II) являются окислителями
средней силы, как правило, восстанавливаются до металлической меди:
CuSO4 + Fe  FeSO4 + Cu
Восстановление Cu2+ до Cu1+ возможно, если образуются осадки,
например:
2CuSO4 + 4KI = 2CuI + I2 + 2K2SO4 ,
2CuSO4 + 2Na2S2O3 + 2H2O = Cu2S + S +2Na2SO4 + 2H2SO4
Характерной степенью окисления серебра является степень окисления +1.
Серебро (I) в растворе проявляет значительные окислительные свойства и
может восстанавливаться до металлического серебра относительно слабыми
восстановителями:
Cu+2AgNO3=Cu(NO3)2+2Ag
2AgNO3 + H2O2 + 2KOH = 2Ag + O2 + 2KNO3 + H2O.
Диаграмма Латимера для серебра:
+0,017
3[Ag(S2O3)2]
+0,7991
+
Ag
Ag0
X=CH3COO- + 0,643
AgX
X=Cl+ 0,2222
X=Br
+ 0,0713
Если серебро (I) входит в состав устойчивого комплекса, например,
[Ag(S2O3)2]3- или плохорастворимого соединения, например, AgX, его
окислительная способность уменьшается (см. диаграмму).
При стандартных условиях устойчивыми являются следующие
характеристичные соединения:
оксиды:
Ag2O
Cu2O
CuO
коричн.
красн.
черн.
гидроксиды:
Cu(OH)2
голуб.
ослабление основных свойств
Гидроксиды меди (I) и серебра (I) термически неустойчивы, поэтому,
например, при действии щелочи на раствор соли серебра (I) образуется не
гидроксид, а оксид:
2AgNO3 + 2NaOH = Ag2O + 2NaNO3 + H2O
Гидроксид меди (II) легко разлагается при нагревании до оксида меди (II):
Cu(OH)2  CuO + H2O
Перечисленные оксиды и гидроксиды плохо растворимы в воде,
проявляют основной характер и растворяются в кислотах:
Ag2O + 2HNO3 = 2AgNO3 + H2O
CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O
В водных растворах щелочей оксиды и гидроксиды меди и серебра
практически не растворяются. Но при сплавлении, например, с гидроксидом
натрия оксид или гидроксид меди (II) проявляют амфотерные свойства и
образуют соответствующие соли - купраты:
CuO + 2NaOH = Na2CuO2 + H2O
купрат натрия
Оксиды серебра (I) и меди (II) и гидроксид меди (II) растворяются в
концентрированном растворе аммиака с образованием аммиакатных
комплексов:
Ag2O + 4NH4OH = 2[Ag(NH3)2]OH + 3H2O
коричн.
бесцв.
Cu(OH)2 + 4NH4OH = [Cu(NH3)4](OH)2 + 4H2O
голуб.
фиолет.
Плохо растворимые соли слабых кислот (фосфаты, карбонаты)
растворяются в сильных кислотах:
Ag3PO4 + 3HNO3 = 3AgNO3 + H3PO4
(CuOH)2CO3 + 4HCl = 2CuCl2 + 3H2O + CO2
Некоторые соли переходят в раствор в результате комплексообразования.
Например, хлорид серебра (I) растворяется в избытке аммиака:
AgCl + 2NH4OH = [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O
Бромид и иодид серебра (I) растворяются в растворе тиосульфата натрия:
AgBr + 2Na2S2O3 = Na3[Ag(S2O3)2] + NaBr
Среда в водных растворах солей сильных кислот и серебра (I) близка к
нейтральной, так как гидролиз по катиону Ag+ практически не протекает.
Растворимые соли меди (II) в значительной степени гидролизуются по катиону,
поэтому среда в их растворах кислая:
Iст. Cu2+ + H2O
CuOH+ + H+
IIст. CuOH+ + H2O
Cu(OH)2 + H+
Кроме средних солей медь (II) легко образует основные соли. Например,
малахит (природное соединение) имеет в основном состав (CuOH)2CO3; на
воздухе медные изделия покрываются “патиной”, которая является смесью
сульфата и карбоната гидроксомеди (II).
Серебро (I), медь (I) и медь (II) образуют устойчивые комплексные
соединения с аммиаком, этилендиамином , тиосульфат, тиоционат-, цианидионами.
Лабораторная работа №6
Опыт 1. Получение меди и серебра химическим восстановлением из раствора.
а) В пробирку внести 1 мл насыщенного раствора сульфата меди и
постепенно, небольшими порциями добавить небольшое количество цинковой
пыли. Смесь нагреть на кипящей водяной бане. Когда раствор обесцветится,
слить его. Осадок обработать разбавленным раствором соляной кислоты, слить
его и промыть осадок водой путем декантации, перенести на фильтр и
просушить. Объяснить наблюдаемое, составить уравнения реакции.
б) Медную пластинку обработать разбавленной азотной кислотой. Для
чего это нужно сделать? Составить уравнение реакции. Промыть водой. На
пластинку нанести 2 капли раствора нитрата серебра. Объяснить наблюдения,
используя
значения
окислительно-восстановительных
потенциалов
соответствующих электрохимических систем. Записать уравнение реакции.
Опыт 2. Окисление меди.
В стеклянный цилиндр с хлором внести тонкую медную проволоку.
Объяснить разогревание и сгорание меди, составить уравнение реакций.
Опыт 3. Взаимодействие меди с кислотами( демонстрационный,
вытяжном шкафу!)
проводить в
а) В четыре пробирки поместить по одной медной стружеке.
В первую - прилить 2-3 капли хлороводородной кислоты. Происходят ли
какие-либо изменения? Дать объяснение. Почему медь не реагирует с
хлороводородной кислотой?
Во вторую пробирку прибавить 2-3 капли концентрированной серной
кислоты и слегка нагреть. Что происходит? Написать уравнение реакции, зная,
что выделяется диоксид серы.
В третью пробирку прибавить 2-3 капли разбавленной азотной кислоты.
Что происходит? Написать уравнение реакции, зная, что образуется оксид азота
(II).
В четвертую пробирку прилить 2-3 капли концентрированной азотной
кислоты. В этом случае реакция идет с образованием оксида азота (IV).
Объяснить наблюдаемое. Написать уравнения реакций.
б) Поместить в пробирку немного медных стружек и подействовать на
них разбавленной серной кислотой. Заметных изменений не происходит.
Прилить в пробирку несколько капель раствора перекиси водорода и слегка
встряхнуть её. Наблюдать, как через некоторое время раствор окрасится.
Объяснить происходящее явление. Написать уравнение реакции.
Опыт 4.Свойства оксида меди (II)
В четыре пробирки внести по одному микрошпателю оксида меди (II).
В первую пробирку прибавить 2-3 капли 2н раствора хлороводородной
кислоты, во вторую - 2-3 капли 2н раствора серной кислоты, в третью - 2-3
капли концентрированного раствора гидроксида натрия, в четвертую - столько
же концентрированного раствора гидроксида аммония. Как изменилась
реакционная смесь в пробирках? Объяснить наблюдаемое. Написать уравнения
реакций. Охарактеризовать кислотно-основные свойства оксида меди (II) и
способность к комплексообразованию.
Опыт 5. Получение и свойства гидроксида меди (II)
В четыре пробирки налить по 1-2 капли раствора соли меди и добавить
такой же объем раствора гидроксида натрия. Написать уравнение реакции.
Отметить цвет осадка.
а) Содержимое первой пробирки нагреть. Что происходит? Сделать вывод
о термической устойчивости гидроксида меди (II).
б) К содержимому второй пробирки прилить несколько капель
хлороводородной кислоты. Что происходит? Какие свойства проявляет
дигидроксид меди?
в) К содержимому третьей пробирки прилить несколько капель
концентрированного раствора гидроксида натрия. Растворяется ли осадок?
г) К содержимому четвертой пробирки прилить несколько капель
концентрированного раствора гидроксида аммония. Что наблюдается?
Отметить окраску раствора. Дайте объяснение. Какое основание сильнее:
Cu(OH)2 или [Cu(NH3)4](OH)2 ?
Опыт 6. Получение и свойства оксида серебра (I)
В пробирку с 1-2 каплями нитрата серебра прибавить несколько капель 2н
раствора гидроксида натрия до выпадения осадка оксида серебра(I). Какое
заключение об устойчивости гидроксида серебра (I) можно сделать на
основании этого опыта? Чем это объяснить? Написать уравнения реакций
образования гидроксида серебра и его распада.
К осадку оксида серебра(I) прибавить по каплям 2н раствора аммиака.
Наблюдать растворение осадка вследствие образования растворимого
комплексного основания серебра: [Ag(NH3)2]OH - гидроксида диаминсеребра
(I). Написать уравнение протекающей реакции.
Опыт 7. Гидролиз солей меди (II)
а) Несколько кристалликов соли меди (II) поместить в пробирку,
добавить дистиллированной воды. Измерить рН полученного раствора с
помощью универсальной индикаторной бумаги. Написать уравнение гидролиза
соли меди (II).
В каком растворе рН меньше Ag(NO3) или Cu(NO3)2 ?
б) Налить в пробирку 1-2 капли раствора соли меди (II) и 2-3 капли
раствора карбоната натрия. Что наблюдается? Составить уравнение реакции,
учитывая, что образуется осадок карбоната гидроксомеди (II): (CuOH)2CO3.
Почему при взаимодействии солей меди (II) с раствором соды не выпадает
средний карбонат меди?
Опыт 8. Получение и свойства сульфида меди (II)
а) В пробирку с 1-2 каплями раствора сульфата меди (II) прибавить
столько же раствора сульфида натрия. Отметить цвет выпавшего осадка
сульфида меди (II). Напиcать уравнение реакции его образования.
б) На осадок сульфида меди (II) подействовать несколькими каплями
концентрированной азотной кислоты. Что происходит? Написать уравнения
реакции. Возможно ли растворение сульфида меди в избытке хлороводородной
кислоты, избытке аммиака?
Опыт 9. Окислительные свойства солей меди (II)
а) Внести в пробирку по 1-2 капли сульфата меди (II) и иодида калия.
Отметить образование осадка и окрашивание содержимого пробирки в бурый
цвет. Доказать с помощью крахмала, что бурая окраска обусловлена
выделением свободного иода.
Для определения цвета выпавшего осадка иодида меди (I) необходимо
свободный иод, маскирующий своей окраской цвет осадка, перевести в
бесцветный ион. Для этого прибавить в пробирку несколько капель раствора
тиосульфата натрия до исчезновения бурой окраски. Каков цвет иодида меди (I)
? Написать уравнения реакций взаимодействия сульфата меди (II) с иодидом
калия; взаимодействия иода с тиосульфатом натрия. Чем объясняется
устойчивость иодида меди (I) ?
К осадку иодида меди (I) прибавить несколько капель раствора
тиосульфата натрия. Наблюдать полное растворение осадка, происходящее
вследствие образования хорошо растворимого комплексного соединения меди
(I), Na3[Cu(S2O3)2]. Напишите уравнение реакции.
б) Поместить в пробирку 1-2 капли раствора хлорида меди (II) и 3-4 капли
10 %-ного раствора формальдегида СН2О (работать под тягой). Нагреть
полученную смесь до кипения. Прибавить в пробирку 2-3 капли 2н раствора
едкого натра и наблюдать выпадение желтого осадка тонкодисперсного
гидроксида меди меди (I). Как изменится цвет раствора? Продолжить слабое
кипячение содержимого пробирки до перехода цвета осадка в красный,
характерный для оксида меди (I).
Сравнить цвет оксида меди (I) с цветом оксида меди (II) (см. оп.4).
Написать уравнения реакций:
- получения гидроксида меди (I) восстановлением хлорида меди(II)
формальдегидом в щелочной среде. Учесть, что формальдегид СН2О
окисляется при этом до муравьиной кислоты НСООН, которая с гидроксидом
натрия образует соль - формиат натрия НСООNa.
- получения оксида меди (I) из гидроксида меди (I).
в) В пробирку внести 1-2 капли раствора соли меди (II) и 1-2 капли
раствора тиосульфата натрия - Na2S2О3. Обесцвечивание раствора обусловлено
превращением ионов меди (II) в тиосульфат меди (I):
2 Cu2+ + 3S2O32-  Cu2S2O3 + S4O62Раствор прокипятить , отметить цвет осадка сульфида меди (I),
образующегося при кипячении по реакции:
Cu2S2O3 + H2O  CuS + SO42- + 2H+
Реакция может быть использована для отделения ионов Cu2+ от ионов
Cd2+.
Контрольные вопросы
1. Как и почему изменяется химическая активность металлов в ряду Cu Ag - Au ?
2. Какие степени окисления характерны для меди, серебра? Привести
примеры соединений.
3. Написать уравнения реакций взаимодействия меди и серебра с
разбавленной и концентрированной азотной кислотой; концентрированной
горячей серной кислотой.
4. Написать уравнение реакции растворения оксида серебра (I) : а) в
азотной кислоте, б) в растворе гидроксида аммония.
5. Почему медь, не растворимая в чистой воде, растворяется в водном
растворе щелочных цианидов? Что в данном случае играет роль окислителя?
6. Используя значения электродных потенциалов металлов, объясните
причину растворения серебра в водных растворах щелочных цианидов. Какое
влияние на процесс растворения оказывает кислород воздуха? В чем
заключается роль ионов CN- в растворе ?
7. Как согласовать положение меди в ряду электродных потенциалов с её
способностью окисляться на воздухе в концентрированной соляной и уксусной
кислотах ?
8. Чем объяснить позеленение медных изделий при длительном хранении
на воздухе ? Написать уравнение реакции.
9. Как объяснить почернение серебряных предметов на воздухе?
Написать уравнение реакции.
10. Какие из указанных металлов выделяют: а) медь, б) серебро из
растворов их солей: Zn, Sn, Ag, Hg, Cu ?
11. Какие металлы вытесняются медью из растворов их солей: Pb, Zn, Sn,
Ag ?
12. Сравнить кислотно-основной характер гидроксидов меди (I) и меди
(II). Какой из этих гидроксидов обладает амфотерными свойствами? Написать
уравнения реакций , подтверждающих его амфотерный характер.
13. Предложите лабораторные методики получения оксида меди (I) и
оксида меди (II) из медного купороса.
14. Какие из указанных соединений проявляют а) наиболее основные
свойства; б) наиболее кислотные свойства: Cu(OH)2, CuOH, AgOH, Au(OH)3?
Какие из веществ характеризуются наименьшей термической
устойчивостью? Наибольшей устойчивостью?
15. В чем растворяется Cu(OH)2:а) HCl; б) NaOH (разб.); в) NH4ОН ?
Написать уравнения реакций.
16. Какая соль в растворе сильнее гидролизуется:а) Cu(NO3)2; Na2CuO2;
б) Cu(NO3)2; AgNO3; Au(NO3)3? Написать уравнения реакций гидролиза.
17. В чем растворяются AgCL, AgBr, AgI :а) H2O, б) NH4OH, в) Na2S2O3,
г) KCN? Написать уравнения реакций.
18. В чем растворяется сульфид меди (II):
а) НСl(разб.); б) HNO3(конц.); в) NH4OH ?
19. Закончить уравнения реакций:
а) Cu2S + HNO3(конц.)  CuSO4 + ...
б) Ag+ + H2O2 + OH-  O2 + ...
в) Ag+ + Mn2+ + OH-  MnO2 + ...
г) Ag+ + [Sn(OH)4]2- + OH-  [Sn(OH)6]2- + ...
д) Cu(OH)2 + ...  [Cu(NH3)4](OH)2
е) [Cu(NH3)4]SO4 + ...  CuSO4 + …
ж) [Ag(NH3)2]+ + Cl- + ...  AgCl + ...
20. Будет ли образовываться осадок сульфида серебра (I) при насыщении
сероводородом ([Н2S] = 0,1 моль/л) 0,05 м раствора К[Ag(CN)2]?
1.7 Титан, ванадий.
Титан и ванадий элементы IVB и VB подгрупп,
соответственно, относятся к семейству d- элементов.
Ti
Строение внешних электронных оболочек (n-1)d2ns2 (для
подгруппы титана) и (n-1)d3ns2 (для ванадия и его
титан
аналогов). Это обусловливает возможные степени
окисления +2, +3, +4 для элементов IV В и +2, +3, +4, +5
для элементов V В подгруппы.
Чистые титан и ванадий - тугоплавкие, пластичные, ковкие металлы,
хорошо поддающиеся механической обработке. Наличие примесей (особенно
О, Н, N, C) сильно ухудшает их пластичность, повышает твердость и хрупкость.
В обычных условиях титан и ванадий малоактивны, устойчивы на
воздухе и в воде, во многих агрессивных средах, что обусловлено образованием
на их поверхности тонкой , но очень прочной оксидной плёнки. Титан
медленно реагирует с водой при 100 °С.
Ti + 4 H2O = Ti(OH)4 + 2 H2
22
Ванадий взаимодействует с Н2О в раскаленном порошкообразном
состоянии:
2V + 5 H2O = V2O5 + 5 H2
При высоких температурах активно реагируют в первую очередь с
неметаллами - кислородом воздуха (образуя, соответственно, TiO2 и V2O5),
галогенами, азотом, углеродом, серой и др.
Элементы IV В группы, будучи, в целом, более химически активными,
менее устойчивы к действию кислот. Так, титан, в отличие от ванадия, при
нагревании растворяется в разбавленных соляной и серной кислотах:
2Ti + 6 HCl = 2 TiCl3 + H2
Ti + H2SO4 = TiSO4 + H2
и при обычных условиях - в концентрированной H2SO4:
Ti + 4H2SO4 (конц.) = Ti(SO4)2 + 2 SO2 + 4H2O
смеси азотной и плавиковой кислот:
3Ti + 4HNO3 + 18HF = 3H2[TiF6] + 4NO + 8H2O
Оба металла при обычных условиях реагируют с концентрированной
плавиковой кислотой и с царской водкой.
Ti + 6HF = H2[TiF6] + 2H2
Ванадий с серной и азотной кислотами реагируют при нагревании
3V + 5HNO3 = 3HVO3 + 5NO +H2O
Ванадий и его аналоги реагируют также с расплавами щелочей в
присутствии окислителей:
4V + 5O2 + 12NaOH = 4 Na3VO4 + 6H2O
Среди соединений, образуемых элементами данных подгрупп, наиболее
устойчивы и многочисленны соединения металлов в высшей, соответствующей
номеру группы, степени окисления: +4 и +5, соответственно. Характер
химической связи в них, как правило, ковалентный. Стабильность соединений,
содержащих металл в высшей степени окисления, закономерно повышается в
пределах обеих подгрупп с ростом порядкового номера элемента. Так, Ti4+
сравнительно легко восстанавливается до низших степеней окисления, а Zr и
Hf почти во всех соединениях четырехвалентны.
Диаграммы Латимера
а) для титана
-0,882
-0,369
+0,099
2+
Ti(OH)2
3+
- 1,628
2+
Ti
Ti
-1,191
2--
[TiF6]
б) для ванадия
+0,254
Ti
+1,000
VO
2+
–0,359
VO
2+
–0,256
V
3+
–1,18
V
2+
V
C увеличением степени окисления металла в соединениях закономерно
усиливаются окислительные и ослабевают восстановительные свойства
элементов. Так, Ti(OH)2 - сильный восстановитель, медленно реагирует с водой
Ti(OH)2 + 2H2O = 2Ti(OH)3 + H2
а Ti4+ в кислой среде легко окисляет более активные металлы:
2TiOCl2 + Zn + 4HCl = 2 TiCl3 + ZnCl2 + H2O
Для каждого элемента с ростом степени окисления закономерно
ослабевают основные
и усиливаются кислотные свойства оксидов и
гидроксидов. Так, TiО -основной оксид, TiO2 - амфотерный, VO - основной,
V2O3, VO2 - амфотерные, у V2O3 преобладают основные свойства, он легко
растворяется в кислотах.
V2O3 + 6HCl = 2VCl3 + 3H2O
У V2O5, наоборот,
преобладают кислотные свойства, он легко
растворяется в щелочах, а в кислотах -лишь при длительном нагревании
V2O5 + 2KOH = 2KVO3 + H2O
V2O5 + H2SO4 = (VO2)2SO4
V2O5 - ангидрид слабой ванадиевой кислоты, частично растворяется в
воде:
V2O5 + Н2О = 2НVО3 (метаванадиевая кислота).
Ванадиевые кислоты очень многочисленны. Кроме метаванадиевой,
известны ортованадиевая (H3VO4), пированадиевая (H4V2O7) и различные
поликислоты. Соли, им соответствующие, легко получаются при растворении
V2O5 в растворах щелочей:
V2O5 + 6KOH = 2K3VO4 + 3H2O
ортованадат калия
V2O5 + 4KOH = K4V2O7 + 2H2O
пированадат калия
Метасоли существуют в полимерной форме, формулы метаванадатов
обычно записывают упрощенно, не указывая степени полимеризации (MeVO3).
V2O5 при 700°С обладает электропроводностью, следовательно, он
способен к диссоциации:
V2O5
VO2+ + VO3Для титана известны ортотитановая кислота- H4TiO4 (амфотерный
гидроксид титана Ti(OH)4) и метатитановая- H2TiO3, химически более инертная.
Титановые кислоты очень слабые, поэтому их соли (титанаты), как и другие
растворимые соли металлов IVB и VB подгрупп, сильно гидролизованы. При
неполном гидролизе растворимых в воде соединений образуются соли,
содержащие группировку (МеО)2+, например, (TiO)2+ - титанил-ион, (VO)2+ ванадил-ион.
VCl4 + H2O = VOCl2 + 2HCl
хлорид ванадила (IV)
Прочность таких группировок, встречающихся и у некоторых других dэлементов, обусловлена образованием дополнительной донорно-акцепторной
связи за счет незаполненной d - орбитали атома металла и свободной
электронной пары атома кислорода.
Многие соли металлов IVB и VB подгрупп не растворимы в воде.
Лабораторная работа №7
Опыт 1. Получение гидроксида титана (IV) и изучение его свойств
а) В пробирку внести по 3 капли раствора соли Ti (IV) (сульфата или
хлорида) и разбавленного раствора щелочи. Отметить цвет выпавшего осадка
гидроксида титана (IV) (ортотитановой кислоты) - Ti(OH)4. Написать уравнение
реакции. Для изучения химического характера Ti(OH)4 осадок разделить на две
части, к одной добавить соляной кислоты, а к другой - избыток щелочи. Что
наблюдается? Объяснить и написать уравнения реакций растворения Ti(OH)4 в
кислоте и щелочи.
б) В пробирку налить по 3 капли соли титана (IV) и раствора щелочи,
содержимое осторожно нагревать в течение двух-трех минут, охладить. Осадок
разделить на две части и снова проверить растворимость его в кислоте и
щелочи. Нерастворимость осадка объясняется тем, что при кипячении
ортотитановая кислота Ti(OH)4 ( или H4TiO4) теряет молекулу воды и переходит
в малорастворимую метатитановую кислоту H2TiO3 ( или TiO(OH)2 - гидроксид
титанила).
Опыт 2. Восстановление соединений титана (IV).
3 капли раствора соли Ti4+ разбавить равным объемом соляной кислоты и
опустить в него кусочек цинка. Наблюдать появление фиолетовой окраски
раствора , характерной для ионов Ti3+. Фиолетовый раствор слить в другую
пробирку и наблюдать его обесцвечивание. Дать объяснения наблюдаемым
явлениям. Записать уравнения реакций.
Опыт 3. Гидролиз солей титана (IV).
а) К 3 каплям раствора TiCl4 добавить столько же дистиллированной
воды. Кипятить раствор 2-3 минуты и наблюдать выпадение белого осадка.
Испытать растворимость осадка в H2SO4. Дать объяснение. Записать уравнения
реакций гидролиза TiCl4 на холоде и при нагревании, учитывая, что при
комнатной температуре реакция идет обычно с образованием продукта
гидролиза по II ступени - Ti(OH)2Cl2, хорошо растворимого в воде. При
нагревании гидролиз идет дальше и выпадает в осадок малорастворимый
гидроксид титанила TiO(OH)2.
б) К 2-3 каплям раствора TiCl4 добавить столько же раствора сульфида
аммония. Наблюдать выпадение белого осадка Ti(OH)4. Описать наблюдаемое.
Почему не выпадает сульфид титана? Записать уравнение реакции полного
гидролиза.
Опыт 4. Восстановление ванадия (V).
К 3-4 каплям раствора метаванадата аммония NH4VO3 добавить равный
объем серной или соляной кислоты и внести 2-3 гранулы металлического
цинка. Наблюдать изменение окраски раствора последовательно в синий,
зеленый и фиолетовый цвета. Написать ионные уравнения реакций
последовательного восстановления ванадат-иона:
1)VO3-+2H+
VO2+ + H2O
бесцвет.
бесцвет.
+
+
2) 2VO2 + 4H + 2e
V2O24+ + 2 H2O
бесцвет.
синий
4+
+
3+
3) V2O2 + 4H + 2e
2V + 2 H2O
синий
зеленый
3+
2+
4) V + 1e
V
зеленый
фиолетовый
Контрольные вопросы:
1. Титан растворяется в плавиковой кислоте, царской водке и особенно
легко в смеси азотной и плавиковой кислот. Написать уравнения реакций и
указать, какую роль в них выполняет плавиковая кислота.
2. Написать уравнения гидролиза хлорида и сульфата титана (IV),
протекающих на холоду с образованием солей оксотитана (титанила), а при
нагревании – гидроксида титанила (метатитановой кислоты).
3. Охарактеризовать кислотно-основные свойства H2TiO3 , если известно,
что она слаборастворима в кислотах, а со щелочами образует соли только при
сплавлении. Написать уравнения соответствующих реакций.
4. Устойчив ли в растворе метатитанат натрия? Написать уравнения
гидролиза.
5. Титан реагирует с концентрированной азотной кислотой подобно
олову, а с растворами щелочей подобно кремнию. Написать уравнения реакций.
6. Можно ли восстановить соединения титана(IV) в соединения титана
(III) а) металлическим кадмием; б) хлоридом олова (II)? Написать уравнения
реакций.
7.Какими свойствами обладают соединения титана(III)? Написать
уравнения реакций: а) TiCl3 + FeCl3  : б) TiCl3 + K2Cr2O7 +HCl  .
8.Какими свойствами
обладают соединения титана(III)? Написать
уравнения реакций: а) TiCl3 + O2 + H2O 
б) Ti2(SO4)3 + KMnO4 + H2SO4
.
9.Какими свойствами обладает диоксид титана? Написать уравнения
реакций: а) TiO2 + KOH 
б) TiO2 + H2SO4  в) TiO2 + HF .
10.Как изменяется кислотно-основный характер, устойчивость и
окислительно-восстановительные свойства гидроксидов титана в ряду: Ti(OH)2
– Ti(OH)3 - Ti(OH)4
11. Как объяснить, что тетрахлорид титана плавится при более низкой
температуре (-24оС), чем трихлорид титана (сублимируется при 430оС)
12. Из каких природных соединений и как получают металлический
титан?
13. Где применяются титан и ванадий? Какие свойства этих металлов
обуславливают их применение?
14. Написать формулы оксидов ванадия и указать, как изменяются их
свойства при переходе от низшей степени окисления к высшей.
15. В каких кислотах растворяется ванадий? Написать уравнения
реакций.
16. Написать уравнения реакций взаимодействия оксида ванадия(V) с
а)гидроксидом натрия б) серной кислотой. Учесть, что в последнем случае
образуется сульфат диоксованадия(V). На какие свойства оксида ванадия(V)
указывают эти реакции?
17. Чем обусловлена неустойчивость водного раствора дихлорида
ванадия? Что с ним может происходить при хранении на воздухе?
18.
Написать уравнения реакций взаимодействия: а) сульфата
оксованадия (IV) и перманганата калия в кислой среде; б) сульфата
оксованадия (IV) и концентрированной азотной кислоты.
19. Написать уравнения реакций, в которых ванадат проявляет
окислительные свойства и образует при этом соли оксованадия(IV):
а) NaVO3 +FeSO4 + H2SO4  б) NaVO3 + SO2 + H2SO4 
20. Как и из каких природных соединений получают металлический
ванадий?
1.8. Хром.
Хром d – металл VI В – группы периодической
системы Д.И. Менделеева. Электронная формула
Cr
валентного слоя атома хрома: Cr … 3d5 4s1.
В компактном состоянии хром представляет
хром
собой плотный, очень твердый и хрупкий, блестящий
серебристо – белый металл с высокой температурой
плавления (1875С). Механические свойства и
высокая температура плавления свидетельствуют о заметном ковалентном
вкладе в химическую связь. Это является следствием “проскока электрона” и
наличия в атоме металла шести неспаренных валентных электронов.
При обычных условиях хром устойчив по отношению к кислороду
воздуха и воде. Эта, стабильность обусловлена пассивацией за счет
образования на поверхности металла тонкой, но плотной оксидной пленки
состава Cr2O3. Если эту пленку разрушить химически, термически или иным
способом хром довольно легко окисляется.
В отличие от компактного металла порошкообразный хром сгорает в
кислороде при нагревании:
4 Cr + 3O2 = 2Cr2O3
24
При нагревании хром реагирует с галогенами, серой и другими
неметаллами, растворяет водород. С большинством металлов образует твердые
растворы или интерметаллические соединения.
В ряду стандартных электродных потенциалов металлов, хром
располагается левее водорода, между цинком и железом. Он медленно
взаимодействует с хлороводородной и разбавленной серной кислотами, с
образованием водорода и солей хрома (II), которые далее окисляются до хрома
(III):
Cr + 2HCl  CrCl2 + H2 ;
2CrCl2 + 2HCl  2CrCl3 + H2
В этих условиях пассивирующая пленка оксида Cr2O3 на поверхности
постепенно разрушается.
Азотная кислота и “царская” водка на холоду пассивируют хром, а при
кипячении реагируют, но очень медленно.
В соединениях с кислородом хром проявляет степени окисления +2, +3,
+6 и образует соответствующие оксиды: CrO, Cr2O3 и CrO3.
Устойчивыми из них являются степени окисления +3 и +6 и,
соответственно, оксиды Cr2O3 и CrO3.
Свойства оксидов и гидроксидов:
+2
+3
+6
оксиды:
CrO
Cr2O3
CrO3
черный
темно-зеленый
красный
гидроксисоединения Cr(OH)2
Cr(OH)3
H2CrO4
грязно-зеленый
желтый
осн.
амфот.
кисл.
усиление кислотных свойств.
Оксид и гидроксид хрома (II) обладают только основными свойствами и
легко растворяются в кислотах с образованием соответствующих солей хрома
(II) (в отсутствии кислорода !).
Оксид хрома (II) представляет собой порошок черно-зеленого цвета,
практически нерастворимый в воде, кислотах, щелочах. Лабораторным
способом получения Cr2O3 является термическое разложение дихромата
аммония:
(NH4)2 Cr2O7  Cr2O3 + N2 + 4H2O.
Амфотерный характер оксида хрома (III) проявляется при сплавлении
Cr2O3 с оксидами и карбонатами щелочных металлов, при этом образуются
метахромиты :
Cr2O3 + Na 2O  2 NaCrO2
Cr2O3 + Na 2CO3  2NaCrO2 + CO2
Гидроксид хрома (III) получают действием на раствор соли Cr 3+
раствором основания например:
Cr2 (SO4)3 + 6NH4OH  2Cr(OH)3  + 3 (NH4)2 SO4
Осаждение темно – зеленого геля Cr(OH)3 начинается при pH  5,3, т.е. в
кислой среде, что свидетельствует о его слабо выраженном основном
характере. Гидроксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами и легко
растворяется как в избытке сильной кислоты, так и в избытке раствора щелочи.
В насыщенном растворе гидроксида хрома (III) устанавливаются
равновесия.
[Cr (H2O)6]3+ + 3OH[Cr(OH)3 (H2O)3]
[Cr(OH)6]3- +3H+
щелочная среда 
 кислая среда
При добавлении кислоты равновесие смещается в сторону аквакомплекса [Cr(H2O)6]3+, при добавлении щелочи – в сторону образования
гидроксокомплекса
Cr(OH)3 + 3NaOH  Na3 [Cr(OH)6]
Метахромиты в водных растворах не существуют, так как полностью
гидролизуются. Оксид хрома (VI) кристаллизуется в виде ярко – красных
кристаллов при действии концентрированной серной кислоты на раствор
дихромата калия K2Cr2O7:
K2Cr2O7 + H2SO4  K2SO4 + 2CrO3 + H2O
CrO3 – типичный кислотообразующий оксид. Он легко растворяется в
воде, образуя хромовую кислоту.
CrO3 + H2O  H2CrO4
Первая константа диссоциации H2CrO4 равна Кл = 2*10-1, т.е. она является
кислотой средний силы. Одной из характерных особенностей элементов VI B –
группы в высшей степени окисления является способность к образованию
полисоединений. Так, если в разбавленных водных растворах характерно
образование CrO42- - иона, то по мере повышения концентрации раствора
происходит переход сначала в дихромат – ион Cr2O7 2-, затем в трихромат Cr3O10
2. Изополихромовые кислоты известны только в растворах и в свободном
состоянии не выделены. Однако, их соли довольно многочисленны.
Наибольшее значение имеют дихроматы; они в отличие от желтых хроматов
имеют красно – оранжевую окраску и лучше растворимы в воде. Растворы
дихроматов имеют кислую реакцию, что объясняется их взаимодействием с
водой по схеме:
Cr2O7 2- + H2O
2CrO4 2 - +2H +
оранж.
желт.
щелочная среда 
 кислая среда
Изменяя кислотность раствора можно осуществлять взаимные
превращения хроматов и дихроматов, например, в соответствии с уравнениями:
K2Cr2O7 + 2KOH = 2K2CrO4 + H2O
оранж.
желт.
2K2CrO4 + H2SO4 = K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O
желт.
оранж.
Диаграмма Латимера для хрома:
+ 0,293
+1,33
Cr2O7
2-
- 0,406
3+
Cr
Cr0
Cr
-0,744
-0,165
2-
- 0,913
2+
-1,057
-1,35
-1
CrO4
[Cr(OH)4]
Cr(OH)2
Соединения хрома в высшей степени окисления (+6) являются сильными
окислителями в кислой среде. Так, на холоду дихроматы и полихроматы
энергично окисляют HI, H2S, H2SO3 и их соли, а при нагревании HBr и даже
HCl :
K2Cr2O7 (тв.)+14HCl(конц.) = 2KCl + 2CrCl3 + 3Cl2 + 7H2O
Металлический хром и соединения хрома (+2) – сильные восстановители.
Так, Cr(OH)2 легко окисляется кислородом воздуха
4Cr(OH)2 + O2 + H2O  4Cr(OH)3 ,
а ион Cr2+ способен, подобно активным металлам, восстанавливать
водород даже из воды, переходя в производные хрома (+3). Соединения хрома
(+3) относительно устойчивы, но в щелочных растворах окисляются сильными
окислителями (H2O2, Br2 и др.) до хроматов:
2CrCl3 + 16NaOH + 3Br2  2Na2CrO4 + 6NaBr + 6NaCl + 8H2O
Лабораторная работа №8
Опыт I. Взаимодействие хрома с кислотами.
В три пробирки – одну с конц. хлороводородной кислотой (6 н), вторую с
конц. азотной кислотой, третью – с конц. серной кислотой опустить по кусочку
металлического хрома. Наблюдать в первой пробирке выделение газа (какого),
появление синей окраски раствора, характерной для ионов Cr2+ и ее быстрое
изменение. Протекает ли реакция во второй и в третьей пробирках Во второй
пробирке слить азотную кислоту, промыть металл дистиллированной водой и
добавить хлороводородную кислоту (6 н.). Протекает ли реакция в этом случае
 Какое действие оказала азотная кислота на хром Составить уравнения
протекающих реакций.
Опыт 2. Получение соединений хрома (II) и изучение их свойств.
а) Внести в пробирку около I мл раствора хлорида хрома (III), несколько
капель конц. HCl и одну гранулу металлического цинка. Объяснить изменение
цвета раствора. Составить уравнение реакции.
б) В пробирку налить часть полученного в оп. 2а раствора хрома (II).
Объяснить изменение цвета раствора при взбалтывании. Почему подкисленный
раствор CrCl2 используют для поглощения кислорода В обоснование ответа
привести окислительно – восстановительные потенциалы соответствующих
систем. Составить уравнение реакции.
в) В пробирку с раствором щелочи добавить раствор хлорида хрома (II),
полученный в оп. 2а. Смесь взболтать. Объяснить наблюдаемое. Составить
уравнение реакции.
Опыт 3. Получение оксида хрома (III) (демонстрационный).
В сухую пробирку насыпать 1/5 объема кристаллов сухой соли дихромата
аммония (NH4)2 Cr2O7. Пробирку закрепить вертикально в штативе и нагреть
над пламенем спиртовки, равномерно нагревая поверхность пробирки, где
находится соль.
ВНИМАНИЕ! В момент начала реакции спиртовку отвести от
пробирки!
Что вы наблюдаете Указать продукты реакции, их цвет и агрегатное
состояние. Написать уравнение реакции разложения дихромата аммония,
учитывая, что получается вода, оксид хрома (III) и азот. Подобрать
коэффициенты в этом уравнении. Указать в этой реакции окислитель и
восстановитель.
Опыт 4. Получение и свойства гидроксида хрома (III)
В две пробирки прилить по 2-3 капли раствора хрома (III). В каждую
пробирку приливать по каплям раствор щелочи до образования осадка.
Отметить цвет образующегося осадка. Написать уравнение реакции в
молекулярном и ионном виде. Далее в одну из пробирок прилить по каплям
избыток раствора кислоты, а в другую – избыток раствора щелочи. Что
происходит Отметить визуальные наблюдения. Написать уравнения
химических превращений в молекулярном и ионном виде. Сделать выводы о
химических свойствах гидроксида хрома (III). Раствор гексагидроксохромата
(III) натрия, полученного при добавлении избытка щелочи к Cr(OH)3, сохранить
для опыта 6,а.
Опыт 5. Гидролиз соединений хрома (III)
а) Растворить в пробирке несколько кристаллов соли хрома (III) в
дистиллированной воде. Измерить рН раствора с помощью универсальной
индикаторной бумаги. Объяснить наблюдаемое, составить уравнение
гидролиза. Какие вещества при этом получаются Как можно ослабить
гидролиз соли хрома (III) Как его усилить
б) Экспериментально проверить, возможно ли получение Cr2S3 и
Cr2(CO3)3 по обменным реакциям в водном растворе. К 2-3 каплям раствора
соли хрома (III) прибавить по каплям раствор карбоната натрия до образования
осадка (каков его состав). Отметить выделение газа. Испытать образовавшийся
осадок кислотой и щелочью. Объяснить наблюдаемое. Составить уравнение
реакции. Аналогично провести реакцию соли хрома (III) с раствором сульфида
натрия.Отметить наблюдения и дать объяснения. Составить уравнения реакций.
Опыт 6. Восстановительные свойства солей хрома (III)
В пробирку с хромитом натрия, полученным в опыте 4, прибавить 3-5
капель раствора пероксида водорода (Н2О2). Нагреть смесь на водяной бане или
очень осторожно подержать над пламенем спиртовки. Нагревание продолжать
до перехода зеленой окраски в желтую. Написать уравнение реакции.
Подобрать коэффициенты ионно – электронным методом. Указать окислитель,
восстановитель; процессы окисления, восстановления.
Опыт 7. Условия сосуществования в растворе хромата и дихромата
а) Переход хромата в дихромат.
В пробирку прилить 2-3 капли раствора хромата калия или натрия
(K2CrO4 или Na2CrO4) и сюда же прилить 4-5 капель раствора серной кислоты.
Отметить наблюдаемое явление. Как изменилась окраска раствора при
добавлении кислоты Написать уравнение реакции в молекулярной и ионной
форме. При каких значениях рН существуют в растворе хроматы
б) Переход дихромата в хромат.
В пробирку прилить 3-4 капли дихромата калия и сюда же прилить по
каплям раствор щелочи до изменения цвета раствора. Какова окраска
полученного раствора Как объяснить изменение цвета Написать уравнение
реакции перехода дихромата в хромат в молекулярной и ионной форме. В
какой среде существуют дихроматы
Опыт 8. Окислительные свойства солей хрома (VI).
В пробирку прилить пипеткой 6-7 капель раствора дихромата калия, 2-3
капли раствора серной кислоты и 1-2 капли иодида калия (KI). Отметить, какой
стал цвет раствора. Написать уравнение реакции. Указать окислитель,
восстановитель; процессы окисления и восстановления. Подобрать
коэффициенты ионно-электронным методом. Рассчитать ЭДС реакции. Далее к
этому раствору прилить 3 – 4 капли раствора тиосульфата натрия Na2S2O3 для
восстановления выделившегося йода по уравнению реакции:
2Na2S2O3 + I2 = Na2S4O6 + 2NaI
Отметить цвет раствора после добавления Na2S2O3 . Сделать вывод
о свойствах дихромата калия.
Контрольные вопросы.
1. Как изменяется химическая активность металлов в ряду Cr – Mо – W
2. Какие степени окисления характерны для хрома, привести примеры
соответствующих соединений с кислородом?
3. В каких кислотах растворяется хром? Написать уравнения
соответствующих реакций.
4. Объяснить, учитывая стандартные электродные потенциалы хрома и
водорода, почему хром в обычных условиях нерастворим в воде, а при его
растворении в кислотах с выделением водорода вначале образуются
соединения Cr (II), а не Cr (III)
5. Какие реакции происходят при сплавлении хрома с окислительно –
щелочными смесями: а) KNO3 + KOH; б) KClO3 + KOH; в) NaNO3 + Na2CO3
Написать уравнения реакций взаимодействия хрома с указанными смесями.
6.
Охарактеризовать
кислотно–основные
и
окислительно–
восстановительные свойства оксидов и гидроксисоединений хрома в различных
степенях окисления.
7. Как изменяется сила и устойчивость кислот: H2CrO4, H2MоO4, H2WO4
8. Как влияет pH раствора на состав хромат-ионов В какой среде могут
существовать ионы Cr2O72-  Рассмотреть схему процесса обратимого
превращения Cr2O72- в CrO42- в растворах.
9. Какие свойства – окислительные или восстановительные, характерны в
растворе для ионов [Cr(H2O)6]2+, [Cr(H2O)6]3+, [Cr(OH)6]3-, CrO42-, Cr2O72- 
10. Можно ли получить сульфид хрома (III) в водной среде 
11. Сравнить гидролизуемость соединений хрома: а) CrCl2 и CrCl3, б)
NaCrO2 и Na2CrO4, в)CrCl3 и NaCrO2.
12. Почему при добавлении хлорида бария к растворам хромата и
дихромата калия выпадает осадок одного и того же состава Дать объяснение.
Составить уравнения реакций
13. Закончить уравнения реакций:
а). Cr(OH)3 + ……..  [Cr(OH)4]- + ……..
б). Cr2(SO4)3 + Cl2 + KOH  KCl + ……..
в). K2Cr2O7 + KI + H2SO4  I2
г). Cr(OH)2 + …….  Cr(OH)3 + …..
14. Написать координационные формулы и названия следующих
комплексных соединений: CrCl3 * 6H2O; 3KCN * Cr(CN)3; 3NaF * MoF3.
15. Закончить уравнения реакций, протекающих в различных средах (pH
= 7, pH  7, pH 7), в которых окислителем является дихроматы и хромат ионы,
а восстановителем – сульфид аммония и сульфит натрия:
а). К2Cr2O7 + 3(NH4)2S + H2O  2Cr(OH)3 + …
б).Cr2O7 2- + 3SO32- +8H+  2Cr3+ + …
в). К2Cr2O7 + (NH4)2S + 2NaOH-  2Na3[Cr(OH)6] + …
16. Написать уравнения реакций для следующих превращений:
CrCl3  Cr(OH)3  Na3 [Cr(OH)6]  Na2CrO42-  Na2Cr2O7
17. Какова реакция водных растворов хромата и дихромата калия Ответ
обосновать.
18. В какой среде – кислой или щелочной – наиболее выражены
окислительные свойства хрома (VI) Восстановительные свойства хрома (III)
Ответ обосновать.
19. Как приготовить хромокалиевые квасцы, если в качестве исходного
вещества взять дихромат калия Найти массу K2Cr2O7, необходимую для
получения 1 кг квасцов.
20. Какой объем хлора (условия нормальные) выделится при
взаимодействии одного моль дихромата натрия с избытком соляной кислоты
1.9 Марганец.
Марганец – d – металл VIIВ подгруппы;
электронная формула валентных электронов марганца …
Mn
3d5 4s2.
Марганец – твердый хрупкий неблагородный
марганец
металл; в компактном состоянии серебристо – белого
цвета, на воздухе принимает серую окраску вследствие
образования оксидного слоя.
В ряду стандартных электродных потенциалов металлов располагается
между магнием и цинком и является активным металлом. Однако, химическая
активность марганца в компактном состоянии сильно снижается за счет
пассивирования поверхности оксидной пленкой. При нагревании марганец
сгорает на воздухе, образуя оксид состава Mn3O4 . Энергично взаимодействует
с галогенами, при этом образуются преимущественно солеобразные галогениды
марганца (II). При нагревании марганец взаимодействует со всеми остальными
неметаллами. Водород хорошо растворим в марганце, но химических
соединений не образует.
В отсутствии пассивирования в мелкодисперсном состоянии марганец
при нагревании разлагает воду с выделением водорода. Как активный металл,
энергично взаимодействует с неокисляющими разбавленными кислотами. При
этом образуются только производные марганца (II).
Mn + 2 HCl  MnCl2 + H2
Подобным образом действует на марганец и разбавленная азотная
кислота:
3Mn + 8HNO3  3Mn(NO3)2 + 2NО + 4 H2O
В соединениях марганец проявляет положительные степени окисления от
+2 до +7. Причем, наиболее характерны степени окисления +2,+4, и +7 в кислой
и нейтральной среде, +6 – в сильнощелочной среде.
Марганец может служить “модельным элементом” для иллюстрации
зависимости кислотно–основных свойств оксидов и гидроксидов от степени
окисления.
В индивидуальном состоянии для марганца могут быть получены
следующие оксиды: Mn+2O, Mn+32O3 , Mn+4O2 , Mn+72O7 .
Все оксиды, кроме высшего Mn2O7 , являются твердыми ионно–
ковалентными соединениями и с водой не взаимодействуют. Поэтому
соответствующие гидроксиды получают косвенными путем. Например,
Mn(OH)2 образуется в виде студнеобразного, осадка розового “телесного” цвета
действием щелочей на водные растворы солей марганца (II):
25
MnCl2 + 2NaOH  Mn(OH)2 + 2NaCl
В отличие от других оксидов Mn2O7 является жидкостью черно-зеленого
цвета, обладает молекулярной структурой и характеризуется постоянством
состава. Высший оксид марганца (VII) – Mn2O7 – энергично взаимодействует с
водой, образуя малоустойчивую марганцевую кислоту – HMnO4:
Mn2O7 + H2O  2HMnO4.
Марганцевая кислота существует лишь в растворах с концентрацией не
более 20%; при больших концентрациях она разлагается с выделением
кислорода:
4HMnO4  4MnO2 + 2H2O + 3O2
Ниже сопоставлены кислотно–основные свойства оксидов и гидроксидов
марганца. Формулы соединений, не выделенных в свободном состоянии,
приведены в скобках.
оксиды:
+2
Mn O
Mn+32O3
Mn+4O2
(Mn+52O5)
(Mn+6O3)
Mn+72O7
гидроксиды:
Mn(OH)2
Mn(OH)3
Mn(OH)4
(H3MnO4)
( H2MnO4)
(HMnO4)
“телесн”
корич.
бур.
голуб.
зелен.
фиол.
основ.
слаб. осн.
амфотер.
слаб. кисл.
кисл.
сильн. кисл.
усиление кислотных свойств
усиление основных свойств
Гидроксиды Mn(OH)2 и Mn(OH)3 характеризуются преимущественно
основным характером. В кислой среде они легко образуют аквакомплексы и
соответствующие соли Mn(II):
Mn(OH)2 + 2 HCl  MnCl2 + 2H2O.
Соединения Mn (III) в кислой среде неустойчивы и легко
диспропорционируют или восстанавливаются до солей Mn(II).
Темно – бурый осадок Mn(OH)4 можно получить окислением на воздухе
гидроксида Mn(OH)2 :
2Mn(OH)2 + O2 + 2H2O  2Mn(OH)4
Оксид и гидроксид марганца (IV) являются амфотерными соединениями.
И основная, и кислотная функции выражены у них слабо: в разбавленных
растворах кислот или щелочей они практически не растворяются.
В концентрированных растворах образуются соли марганца (IV):
MnO2 + 2H2SO4 = Mn(SO4)2 + 2H2O
MnO2 + 2NaOH +2H2O = Na2 [Mn(OH)6]
Соли, отвечающие кислотным свойствам Mn(OH)4 , называются
манганитами, а гидроксид марганца (IV) в этом случае рассматривается как
марганцоватистая кислота.
Манганиты получают прокаливанием диоксида марганца с оксидами
металлов:
MnO2 + BaO = BaMnO3
манганит бария
Манганиты неустойчивы, водой легко гидролизуются, и их трудно
выделить в чистом виде. Оксид Mn3O4, известный в природе как минерал
гаусманит, может быть получен искусственным путем при взаимодействии
Mn(OH)4 как кислоты и Mn(OH)2 как основания:
2Mn(OH)2 + Mn(OH)4 = Mn2MnO4 + 4H2O
Таким образом, с химической точки зрения, оксид Mn3O4 является
манганитом марганца (II).
Оксиды и гидроксисоединения марганца в степенях окисления +5 и +6 в
индивидуальном состоянии или в растворе не выделены. Однако, в
сильнощелочной среде косвенным путем могут быть получены соли
соответствующих кислот; например:
t  комнат.
2KMnO4 + K2SO3 + 2KOH  2K2MnO4 + K2SO4 + H2O
манганат
t C
KMnO4 + K2SO3 + 2KOH  K3MnO4
+ K2SO4 + H2O
изб.
гипоманганат
В нейтральной и кислой средах манганаты и гипоманганаты легко
диспропорционируют
2K3MnO4 + 2H2O = MnO2 + Na2 MnO4 + 4NaOH
гипоманганат калия
Соединения марганца в высшей степени окисления (+7) – Mn2O7 и
HMnO4 проявляют сильнокислотные свойства, по силе сравнимые с соляной
кислотой. Они легко реагируют с основаниями, образуя соли – перманганаты.
Mn2O7 + 2NaOH  2NaMnO4 + H2O
HMnO4 + NaOH  NaMnO4 + H2O
Многообразие степеней окисления марганца и различная их
устойчивость в кислой, нейтральной и щелочной среде обуславливает
разнообразие
окислительно-
восстановительных свойств соединений
марганца.
Диаграмма Латимера для марганца:
+ 1,51
+0,564
+2,26
+0,95
+1,51
– 1,18
23+
2+
MnO4
MnO4
MnO2
Mn
Mn
Mn
+1,70
+ 1,23
В высшей степени окисления (+7) соединения марганца – перманганаты –
проявляют только окислительные свойства; в промежуточных степенях
окисления (+4,+6) – двойственную окислительно – восстановительную
способность. Причем, в кислой среде более выражены окислительные свойства
окисленных форм, а в щелочной – восстановительные свойства
восстановленных форм.
В сильнокислой среде наиболее устойчивы соединения марганца (II).
Производные с более высокими степенями окисления марганца (+4,+6,+7)
проявляют более выраженные окислительные свойства.
MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2O
Причем, самые сильные окислительные свойства характерны для
манганат – иона (0MnO4 2-/MnО2 = 2,23).
Соединения Mn+3 и Mn+6 в кислой и нейтральной среде не устойчивы и
самопроизвольно диспропорционируют:
3 MnO2-4 + 4H+  2MnO4- + MnO2 + 2H2O
2 Mn3+ + 2H2O  Mn2+ + MnO2 + 4H+
Производные Mn (+2) в кислой среде могут выступать в качестве
восстановителей только под воздействием наиболее сильных окислителей
таких, как висмутат натрия (NaBiO3) или диоксид свинца (PbO2):
2MnSO4 + 5PbO2 + 3H2SO4 = 2HMnO4 + 5PbSO4 + 2H2O
В сильнощелочной среде стабилизируется степень окисления (+6).
Поэтому производные Mn+2 и Mn+4 в этих условиях проявляют
восстановительные свойства и сильными окислителями превращаются в
манганаты:
3MnSO4+2KClO3+12KOH = 3 K2MnO4 + 2KCl + 3K2SO4 + 6H2O
2MnO2 + 4KOH + O2
=
2K2MnO4 + 2H2O
Окислительная способность перманганат – иона MnO4- - в
сильнощелочной среде меньше и восстанавливается он до манганат – иона –
MnO42-:
2KMnO4 + Na2SO3 + 2KOH = 2K2MnO4 + Na2SO4 + H2O
В нейтральной (слабокислой и слабощелочной) среде наиболее стабильна
степень окисления +4, поэтому манганаты и перманганаты в этих условиях
восстанавливаются до MnO2.
Наибольшее практическое значение как окислитель имеет перманганат
калия. Его окисляющая способность и состав продуктов восстановления
определяются кислотностью раствора:
+7
KMn O4
фиол.
+5е
+3е
+1е
Mn2+бесцвет.
Mn+4O2 бурый
MnO42- зелен.
(в сильнокислой среде)
(в нейтральной среде)
(в сильнощелочной среде)
Многие соединения марганца термически неустойчивы. Так, при
повышенной температуре перманганат калия ступенчато разлагается с
отщеплением кислорода:
2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2
4KMnO4 = 4MnO2 + 2K2O + 3O2
Лабораторная работа №9
Опыт 1.Получение и свойства гидроксида марганца (II).
В две пробирки внести по 2 капли раствора соли марганца (II) и по 2-3
капли 2 н. раствора гидроксида натрия. Перемешать образовавшийся осадок
стеклянной палочкой и отметить его побурение вследствие окисления Mn(OH)2
до MnO2 кислородом воздуха. Составить уравнение реакции. Во вторую
пробирку с осадком гидроксида марганца (II) добавить 2-3 капли 2 н. раствора
серной кислоты. Что наблюдается Какие свойства характерны для гидроксида
Mn (II) Растворится ли он в избытке щелочи Составить уравнения реакции.
Опыт 2.Восстановительные свойства соединений Mn(II).
а) Внести в пробирку 1-2 капли раствора соли марганца (II), 2-3 капли 2 н.
раствора гидроксида натрия и 1-2 капли перекиси водорода. Отметить
изменение осадка. Составить уравнение реакции.
б) Внести в пробирку немного диоксида свинца, так, чтобы было покрыто
только дно пробирки, добавить туда же несколько капель конц. азотной
кислоты и одну каплю раствора соли марганца.(II) Смесь кипятить 1-2 мин. С
чем связано появление фиолетовой окраски Составить уравнение реакции. Эта
реакция может быть использована, как качественная, для обнаружения иона
Mn2+.
в) В пробирку налить 1-2 капли раствора соли марганца (II) и 1-2 капли
перманганата калия. Отметить наблюдаемое. Составить уравнение реакции.
Опыт 3.Свойства оксида марганца (IV).
а) Испытать действие на оксид марганца (IV) концентрированных
растворов серной и азотной кислот; концентрированного раствора гидроксида
натрия. Сделать вывод о свойствах диоксида марганца, его растворимости.
б) В пробирку поместить 1 микрошпатель диоксида марганца и 2-3 капли
конц. хлороводородной кислоты. По цвету и запаху определить, какой
выделяется газ. Написать уравнение реакции.
Опыт 4.Окислительно – восстановительные свойства соединений
марганца (VI).
а) Поместить в пробирку 2-3 капли темно – зеленого раствора манганата
натрия и добавить 2-3 капли 2 н. раствора уксусной кислоты. Наблюдать
появление в растворе фиолетово – розовой окраски и бурого осадка. В какой
среде
устойчив
манганат
(VI)
Составить
уравнение
реакции
диспропорционирования манганата натрия.
б) В пробирку с 2-3 каплями раствора манганата (VI) натрия добавить 1-2
капли свежеприготовленной хлорной воды. Объяснить появление фиолетоворозовой окраски в растворе. Окислителем или восстановителем является
Mn(VI) в этом процессе Написать уравнение реакции.
в) Внести в пробирку 1-2 капли соли железа (II), 1-2 капли 2 н. раствора
серной кислоты и 1-2 капли манганата (VI) натрия. Объяснить происходящие
изменения. Написать уравнение реакции. Какие свойства проявляет манганат
(VI)натрия
г) К 2-3 каплям раствора манганата (VI) натрия добавить несколько
кристалликов сульфита натрия. С чем связано обесцвечивание раствора и
появление бурого осадка Какие свойства проявляет в данном случае Mn (VI)
Написать уравнение реакции.
Опыт 5.Окислительные свойства перманганата калия.
В три пробирки внести по 1-2 капли раствора перманганата калия. В одну
пробирку добавить 2 капли 2 н. раствора серной кислоты, в другую – столько
же воды, в третью – 3-4 капли 2 н. раствора щелочи. Во все три пробирки
прибавить по одному микрошпателю кристаллического сульфита натрия.
Отметить различное изменение первоначальной окраски раствора перманганата
в каждом случае .Составить уравнения реакций учитывая, что перманганат
превращается в кислой среде в Mn2+ , в нейтральной – в MnO2 , в щелочной в
MnO42- .
Контрольные вопросы:
1. Какие степени окисления характерны для марганца. Привести
примеры соответствующих соединений с кислородом?
2. Используя значения стандартных окислительно – восстановительных
потенциалов, сделать вывод о возможности или невозможности окисления
металлического марганца до марганцевой кислоты под действием азотной
кислоты.
3. Охарактеризовать
кислотно–основные
свойства
оксидов
и
гидроксисоединений марганца в различных степенях окисления.
4. Как объяснить, что Mn2O7 более легкоплавок (в обычных условиях
жидкость), чем MnO и MnO2 (оба твердые вещества)
5. Составить уравнения реакций. Охарактеризовать свойства гидроксида
марганца (II), учитывая возможность протекания следующих реакций
а).Mn(OH)2 + H2SO4 (разб.) 
б).Mn(OH)2 + NH4Cl 
в).Mn(OH)2 + KOH + O2  K2 [Mn(OH)6] + ….
г).Mn(OH)2 + O2  MnO2 + ….
д).Mn(OH)2  MnO + ….
6. Написать уравнения реакций, в которых из сульфата марганца (II)
получается: а). диоксид марганца; б). марганцевая кислота.
7. К раствору сульфата марганца (II) на воздухе добавлен: а). гидроксид
калия; б). сульфид аммония; в). перманганат калия. Какое соединение марганца
получается при этом в каждом случае  Написать уравнения реакций.
8. Закончить уравнения реакций образования манганатов (VI) щелочных
металлов при щелочном сплавлении соединений марганца (II) и (IV):
а).MnSO4 + KClO3 + KOH 
б).MnO2 + NaNO3 +NaOH 
9. Что получится при насыщении углекислым газом раствора K2MnO4 
Написать уравнение реакции.
10. Закончить уравнения реакций:
а).MnSO4 + (NH4)2S2O8 + H2O 
б).Mn(NO3)2 + NH4HSO5 + H2O 
Указать другие окислители, которые, подобно пероксосульфатам
переводят в кислой среде Mn2+ в MnO4- .
11. В какой среде окислительные свойства MnO2 выражены сильнее: в
кислой или щелочной
12. Оценить возможность окисления сульфид – ионов до сульфат – ионов
действием MnO2 в кислой среде.
13. Написать уравнения реакций взаимодействия диоксида марганца а) с
концентрированной хлороводородной кислотой; б) с концентрированной
серной кислотой.
14. Сравнить окислительную способность перманганата в кислой,
нейтральной и щелочной средах. В какой среде перманганат – ионы способны
окислить хлорид - ионы
15. Какие реакции протекают при действии на кристаллический
перманганат
калия: а)
концентрированной
серной
кислотой;
б)
концентрированной хлороводородной кислотой; в) при нагревании
16. Закончить уравнения реакций:
а).K2MnO4 + Cl2  …
б).KMnO4 + NaNO2 + Ba(OH)2  BaMnO4  + …
в).KMnO4 + KI + H2O  I2 + …
г).KMnO4 + KI + H2 SO4  I2 + …
17. Какую среду имеют водные растворы MnSO4 , K2MnO3 , K2MnO4 ,
KMnO4
18. Составить уравнения реакций взаимодействия а) MnO2 с CaO, б)
KMnO4 с Na2SO3 в разных средах.
19. Можно ли перманганатом калия в кислой среде окислить: а)
соединения хрома (III) до соединений хрома (VI) б) соль висмута (III) до
соединений висмута (V)
20. Написать уравнения реакций
а) получения осадков хромата марганца (II), карбоната марганца (II);
сульфида марганца (II);
б) растворения этих солей в разбавленной соляной кислоте.
1.10. Железо, кобальт, никель.
Железо, кобальт, никель - металлы VIIIB
26
подгруппы периодической системы Д.И.Менделеева.
Fe
Электронные формулы валентных слоев этих
металлов:
железо
Fe ... 3d64s2
Co ... 3d74s2
Ni ... 3d84s2
У d- элементов VIII B группы по мере заполнения d-орбиталей
предвнешнего уровня усиливается горизонтальное сходство с соседним по
периоду d- элементом. Поэтому железо, кобальт и никель выделены в триаду
железа (семейство железа).
S- Орбиталь внешнего уровня этих элементов заполнена двумя
электронами (4s2), а 3d-подуровни заселены d-электронами. В образовании
химических связей кроме внешних 4s2 - электронов участвуют и 3d- электроны.
Однако, ни один из элементов триады железа в соединениях не достигает
высший степени окисления +8, соответствующей номеру группы. Для них
наиболее характерны степени окисления +2 и +3, причем для кобальта и никеля
более типична степень окисления +2 (см. диаграмму).
В ряду Fe - Co - Ni химическая активность металлов понижается, о чем
свидетельствует повышающиеся величины энергий ионизации (I2): Fe - 16,2 эВ;
Co -17,1 эВ; Ni - 18,15 эВ, а также электродных потенциалов:
0 Fe2+/Fe = -0,440B; 0 Co2+/Co = -0,277B; 0 Ni2+/Ni = -0,250B
.При обыкновенной температуре железо очень медленно окисляется
кислородом воздуха. Кобальт и никель более устойчивы, так как покрыты
защитными оксидными пленками. В ряду стандартных электродных
потенциалов эти металлы стоят левее водорода.
С разбавленными соляной и серной кислотами железо, кобальт, никель
взаимодействуют с выделением водорода и образованием солей железа (II),
кобальта (II), никеля (II).
Fe + 2HCl  FeCl2 + H2
Ni +2HCl  NiCl2 + H2
Концентрированные азотная и серная кислоты на холоде пассивируют
железо, а при нагревании окисляют его с образованием солей железа (III):
Fe + 6HNO3 (конц) = Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
Но кобальт и никель окисляются азотной и концентрированной серной
кислотой только до двухвалентного состояния:
Co + 4HNO3 = Co(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Металлы семейства железа образуют оксиды и гидроксиды состава:
MeO
Me(OH)2
усиление
Me2O3
Me(OH)3
основных свойств
Все они плохо растворимы в воде, но различаются устойчивостью и
другими свойствами.
Диаграмма Латимера для триады Fe - Co – Ni:
+2,20
3-
FeO4
+0,771
Fe
3+
-0,4402
Fe
2+
Fe
+0,36
3-
[Fe(CN)6]
+1,808
3+
Co
-1,5
4-
[Fe(CN)6]
-0,277
Co
2+
Co
-0,250
2+
Ni
Ni
-0,49
3+
[Ni(NH3)6]
Оксиды и гидроксиды двухвалентных металлов проявляют свойства
средних оснований (по I-ой стадии диссоциации) и легко взаимодействуют с
кислотами с образованием солей металлов (II):
Fe(OH)2 + 2HCl  FeCl2 + 2H2O
Co(OH)2 + 2HCl  CoCl2 + 2H2O
Гидроксид железа (II) очень быстро окисляется кислородом воздуха до
Fe(OH)3. Окисление Со(ОН)2 идет очень медленно, а получить Ni(OH)3 из
Ni(OH)2 можно только при действии сильных окислителей, например Br2.
Таким образом, восстановительные свойства в ряду Fe2+ - Co2+ - Ni2+
уменьшаются.
Отношение гидроксида железа (III) к кислотам отличается от отношения
к кислотам гидроксидов Со(ОН)3 и Ni(OH)3. При действии кислоты на Fe(OH)3
образуется соль Fe3+ и вода, т.е. происходит реакция обмена, в которой
гидроксид железа (III) проявляет основные свойства.
Fe(OH)3 + 3HCl  FeCl3 + 3H2O
При действии же раствора кислоты на Со(ОН)3 или Ni(OH)3 происходят
окислительно-восстановительные реакции и образуются соли Со2+ и Ni2+.
Например: 2Co(OH)3 + 6HCl  Cl2 + 2CoCl2 + 3H2O
2Ni(OH)3 + 6HCl  Cl2 + 2NiCl2 + 6H2O
Некомплексные соли Со3+ и Ni3+ не существуют. Таким образом, в ряду
Fe3+ - Co3+ - Ni3+ усиливаются окислительные свойства (см. диаграмму).
Fe3+ - окислитель средней силы(Fe3+/ Fe2+ =0,77 в), например, способен
окислить сульфид- или иодид-ион: 2Fe3+ + 2I-  2Fe2+ + I2, но в отличие от Со3+
и Ni3+ не окисляет хлорид-ион (см. выше).
Амфотерный характер гидроксида железа (III) чрезвычайно слабо
выражен в водных растворах, но при сплавлении с сильными основаниями он
образует соли - ферриты:
Fe(OH)3 + NaOH = NaFeO2 + 2H2O
феррит натрия
В растворах соли катионов металлов (Меn+) семейства железа
подвергаются гидролизу с образованием кислой среды. Особенно сильно
гидролизуется Fe3+:
I ст.
Fe3+ + H2O
FeOH2+ + H+
II ст.
FeOH2+ + H2O
Fe (OH)2+ + H+
III ст.
Fe(OH)2+ + H2O
Fe (OH)3 + H+
По этой причине соли Fe(III) и некоторых слабых кислот в водной среде
не существуют, так как разлагаются с образованием основных солей или
гидроксида железа (III). Ферриты при растворении гидролизуются по аниону,
поэтому их растворы имеют щелочную среду:
FeO2- + H2O
FeO(OH) + OHДля металлов семейства железа очень характерно образование
устойчивых нейтральных, катионных и анионных комплексов с СО, CN-, NH3 и
другими лигандами. Например: Ni + 4CО  [Ni(CО)4]0.
Гидроксиды кобальта (II) и никеля (II) легко растворяются в избытке
аммиака с образованием аммиакатов:
Co(OH)2 + 6NH4OH  [Co(NH3)6](OH)2 + 6H2O
Лабораторная работа №10
Опыт 1. Взаимодействие железа с кислотами.
В четыре пробирки налить по 5-6 капель кислот: 2н раствора HCl, 2н
раствора H2SO4, концентрированной H2SO4,, 2н раствора азотной. В каждую
пробирку внести кусочек железной стружки (или канцелярскую скрепку).
Пробирку с концентрированной серной кислотой нагреть. Затем добавить во
все растворы по одной капле 0,01н раствора роданида калия или аммония
(KCNS или NH4CNS), которые образуют с ионами железа (III) соль Fe(CNS)3,
интенсивно окрашенную в красный цвет. В каких кислотах образуются ионы
Fe3+ ?
В тех кислотах, где не произошло окрашивание раствора в красный цвет,
при растворении железа образуются ионы Fe2+.
Дописать и уравнять реакции растворения железа в различных кислотах и
указать в каждой из них окислитель:
а) Fe + HCl  H2 + ........
б) Fe + H2SO4 (разб.)  H2 + ........
в) Fe + H2SO4 (конц)  SO2 + H2O + ........
г) Fe + HNO3 (разб.)  NO + H2O + .......
Опыт 2. Получение гидроксида железа (II) и изучение его свойств.
Соли железа (II) вследствие частичного окисления на воздухе всегда
содержат ионы железа (III). Поэтому для изучения свойств железа (II) следует
брать наиболее устойчивую к окислению кристаллическую соль Мора
/(NH4)2SO4  Fe(SO4)  6H2O/ и для каждого опыта готовить свежий раствор,
помещая несколько кристалликов её в 5-6 капель воды.
В три пробирки налить по 2 капли свежеприготовленного раствора соли
Мора и добавлять по каплям 2н раствор щелочи (NaOH) до выпадения
зеленовато-серого осадка Fe(OH)2. В одну из пробирок с осадком прибавить 2н
раствора соляной кислоты до растворения его. Какие свойства ( кислотные или
основные ) проявляет гидроксид железа (II) ? Осадок во второй пробирке
оставить на воздухе на несколько минут, периодически встряхивая пробирку. В
третью пробирку добавить 2-3 капли 3%-ного раствора перекиси водорода
(Н2О2). Отметить изменение цвета осадка от зеленоватого до бурого во второй и
третьей пробирках вследствие образования гидроксида железа (III). В каком
случае окисление произошло быстрее? Написать уравнения всех реакций: а)
получения гидроксида железа (II); б) растворения осадка Fe(OH)2 в соляной
кислоте; в) окисления Fe(OH)2 в Fe(OH)3 кислородом воздуха с участием
воды; г) окисления Fe(OH)2 перекисью водорода.
Опыт 3. Восстановительные свойства железа (II) в кислой среде.
Поместить в пробирку 3 капли раствора перманганата калия (KMnO4) и 2
капли 2н раствора серной кислоты. Внести в раствор несколько кристалликов
соли Мора. Почему происходит обесцвечивание раствора? Что является
восстановителем в данной реакции? Дописать уравнение реакции:
KMnO4 + H2SO4 + FeSO4  MnSO4 + K2SO4 + H2O + .....
Опыт 4. Получение гидроксида железа (III) и изучение его свойств.
В две пробирки внести по 2 капли раствора соли железа (III) (FeCl3 или
Fe2(SO4)3 ) и по каплям раствора 2н NaOH до выпадения осадка (отметить цвет).
В одну пробирку прилить 5-6 капель 2н раствора HCl или H2SO4, а в другую столько же капель 2н раствора NaOH. Где произошло растворение осадка?
Какие свойства (основные или амфотерные) имеет гидроксид железа (III)?
Написать уравнения реакций.
Опыт 5. Окислительные свойства железа (III).
В пробирку с 3 каплями раствора соли железа (III) добавить 1-2 капли
раствора иодида калия (KI). Отметить изменение окраски раствора. Какие
свойства проявляет ион Fe3+ ? Написать уравнение реакции, учитывая, что
одним из продуктов реакции является I2.
Опыт 6. Гидролиз солей железа (II) и железа (III)
Поместить две полоски универсального индикатора на предметное стекло
и нанести по 1 капле растворов соли Мора и хлорида железа (III) (раздельно).
Определить рН растворов этих солей. Написать уравнения (ионные) реакций
гидролиза этих солей по первой ступени. Какая соль подвергается гидролизу в
большей степени? Какой гидроксид железа (II) или железа (III) имеет более
основные свойства ?
Опыт 7. Качественные реакции на ионы железа.
а) Реакция на ионы железа (II)
К 2-3 каплям раствора соли Мора добавить 1 каплю
гексацианoферрата(III) калия (K3[Fe(CN)6]). Отметить цвет осадка состава
KFe[Fe(CN)6]. Написать уравнение реакции.
б) Реакция на ион железа (III)
К 2-3 каплям раствора хлорида железа (III) добавить 1 каплю
разбавленного раствора роданида калия (KCNS) или аммония (NH4CNS).
Отметить цвет полученного раствора роданида железа (III). Написать
уравнение реакции.
Опыт 8. Получение гидроксидов кобальта (II), никеля (II) и изучение их свойств.
а) Внести в две пробирки по 2-3 капли раствора соли кобальта (CoCl2)
(цвет отметить) и добавлять в каждую по каплям раствор щелочи. Сначала
появляется синий осадок основной соли Со(ОН)Сl, который затем меняет цвет
на розовый вследствие образования гидроксида кобальта (II) (Со(ОН)2) .
Написать уравнения реакций образования гидроксида кобальта (II) по стадиям.
Осадок в одной пробирке встряхнуть и оставить на воздухе на несколько
минут. К осадку во второй пробирке добавить 2-3 капли 3%-ного раствора
перекиси водорода. Отметить изменение цвета осадка. Написать уравнения
реакций окисления Со(ОН)2 в Со(ОН)3 кислородом воздуха и перекисью
водорода (Н2О2). В каком случае окисление идет быстрее?
б) В три пробирки внести по 2-3 капли раствора соли никеля (цвет
отметить) и по каплям добавлять раствор щелочи до выпадения осадка
гидроксида никеля (II) (цвет отметить). Попробуйте окислить полученный
гидроксид различными окислителями. Для этого осадок в первой пробирке
оставить на воздухе, во вторую пробирку добавить 2-3 капли 3%-ного раствора
Н2О2, в третью - 1 каплю бромной воды (Br2 + H2O). В какой пробирке
наблюдается изменение цвета осадка, т.е. идет окисление Ni(OH)2 в Ni(OH)3 ?
Дописать уравнения реакций получения гидроксида никеля (II) и гидроксида
никеля (III):
NiSO4 + NaOH  Na2SO4 + .....
Ni(OH)2 + Br2 + NaOH  NaBr + H2O + ...
Контрольные вопросы.
1.. Написать электронные формулы атомов железа, кобальта, никеля.
2. Какие степени окисления характерны для атомов элементов железа,
кобальта, никеля?
3. Какое из веществ Fe(OH)2, Co(OH)2 или Ni(OH)2 является более
сильным восстановителем? Вывод сделать на основании реакций этих
гидроксидов с кислородом воздуха, Н2О2 и Br2. (сила окислителя увеличивается
в ряду О2  Н2О2  Br2).
4. Написать уравнения реакций, при помощи которых можно различить
ионы Fe2+ и Fe3+.
5. Как получить из металлического железа соль железа (II)? Написать
уравнение реакции.
6. Как получить из металлического железа соль железа (III)? Написать
уравнение реакции.
7. Какая соль железа сильнее подвергается гидролизу: FeCl2 или FeCl3?
Написать уравнения реакций гидролиза. Какая реакция среды растворов этих
солей?
8. Как перевести соль железа (II) в соль железа (III)? Привести пример
такого перехода.
9. Как перевести соль железа (III) в соль железа (II)? Привести пример
такой реакции.
10. Могут ли существовать совместно: а) Fe(OH)2 и H2O2?;
б) Ni(OH)2 и Н2О2? Почему? Если идет реакция, то написать её.
11. Могут ли существовать совместно: а) Ni(OH)2 и Br2 ?;
б) FeCl3 и KI ? Если идут реакции, то написать их.
12. Какой гидроксид Fe(OH)2 или Ni(OH)2 может окислиться кислородом
воздуха? Если реакция идёт, написать её.
13. На чистую поверхность сплава нанесли 1-2 капли концентрированной
кислоты и через 2-3 мин. к капле приложили фильтровальную бумагу,
смоченную раствором KCNS. На бумаге появилось красное пятно. Какой
металл присутствует в сплаве? Написать реакцию.
14. Как можно получить в лаборатории Со(ОН)3 и Ni(OH)3? Написать
уравнения реакций.
15. При насыщении хлором гидроксида железа(III), взвешенного в
растворе гидроксида калия образуется феррат калия. Написать уравнение
реакции.
16. Написать уравнения реакций: а)
между ферратом бария и
концентрированной соляной кислотой; б) между ферратом калия и иодидом
калия.
17. Что происходит при добавлении раствора карбоната натрия а) к
раствору сульфата железа (II); б) к раствору сульфата железа (III)? Чем
вызывается различие в характере образующихся продуктов? Написать
уравнения реакций.
18. Написать уравнения реакций, которые могут протекать при действии
раствора сульфида натрия а) на раствор хлорида железа(II): б) на раствор
хлорида железа(III). Можно ли полученный осадок растворить в избытке
соляной кислоты?
19. Какие соединения образуют железо, кобальт, никель с монооксидом
углерода? В каких условиях их получают?
20. Привести примеры реакций получения ферритов. Что происходит при
добавлении к ферриту натрия избытка воды. Написать уравнения реакций.
2. ХИМИЯ НЕМЕТАЛЛОВ
2.1. Бор
Бор (В) и алюминий входят в главную подгруппу
5
III группы периодической системы. На внешнем
B
электронном слое атомов три электрона:
B
ns2np1
бор
B*
ns1np2
Поскольку на предпоследнем уровне бора всего
два электрона, его свойства резко отличаются от свойств других элементов
подгруппы - он единственный неметалл в III A подгруппе. Хотя формально бор
проявляет степень окисления +3 в оксидах и галогенидах, однако ион В+3
неизвестен. В образовании ковалентных связей с неметаллами участвуют три
sp2 -гибридных облака возбужденного атома бора, поэтому соединения бора со
степенью окисления +3 имеют плоско - треугольное строение.
В соединениях с металлами - боридах - бор является акцептором
электронов: Mg3B2, AlB и др.
При обычных условиях простое вещество бор - твердое вещество ( tпл =
2075 °С). Кристаллическое строение бора особенное. Оно не является
характерным ни для металлов, ни для неметаллов. В нем реализуется большее
число связей (>4), природа которых не является ни типично металлической, ни
обычной ковалентной. Кристалл бора состоит из икосаэдров - правильных
двадцатигранников с 12 вершинами. При обычных температурах бор весьма
инертен. При высоких температурах он становится активным, взаимодействует
с кислородом, галогенами, серой, азотом, углеродом, водородом и многими
металлами.
Бор медленно реагирует с такими сильными окислителями, как фтор,
горячая концентрированная азотная кислота и царская водка. Аморфный бор
постепенно растворяется при кипячении в концентрированной щелочи:
2B + 2NaOH + 2H2O = 2NaBO2 + 3H2
Диаграмма Латимера для бора:
BF4H3BO3
-1,295
-0,888
B
[B(OH)4]1- -1,822
Триоксид бора В2О3 - кислотный оксид. Известны три его гидратные
формы - борные кислоты Н3ВО3 – ортоборная кислота
НВО2 – метаборная кислота
Н2В4О7 – тетраборная кислота
Ортоборная кислота образуется при действии воды на В2О3. Это слабая
одноосновная кислота. Н3ВО3 + Н2О
[В(ОН)4]- + Н+ ;
К1 = 5,8  10-10.
При нагревании Н3ВО3 постепенно теряет воду, переходя сначала в
метаборную кислоту НВО2, а затем в тетраборную Н2В4О7 и, наконец, в В2О3.
Н2В4О7 + 5 Н2О
4 Н3ВО3
4 НВО2 + 4 Н2О
Соли борной кислоты - бораты- отвечают по составу метаборной или
тетраборной кислотам.
При действии любой сильной кислоты на бораты образуется Н3ВО3 :
Na2B4O7 + 2HCl  H2B4O7 + 2NaCl
+
H2B4O7 + 5 H2O  4 H3BO3
Na2B4O7 +2HCl + 5 H2O  4 H3BO3 + 2 NaCl
В воде растворимы лишь бораты щелочных металлов. Их растворы
сильно гидролизованы и имеют щелочную реакцию. Наиболее важные
соединения бора - борная кислота H3BO3 и бура Na2B4O7* 10 H2O.
Водные растворы буры обладают сильно щелочной (рН >>7) реакцией
вследствие их гидролиза, который протекает в две стадии:
1) B4O72- + 3 H2O
2 H3BO3 + 2 BO2 –
Na2B2O7 + 3 H2O
2 H3BO3 + 2 NaBO2
2) 2 BO2 - + 4 H2O
2 H3BO3 + 2 OH2 NaBO2 + 4 H2O
2 H3BO3 + 2 NaOH
Бура - сырье для синтеза других соединений бора, её применяют при
пайке металлов и для приготовления глазурей, эмалей и специального
термостойкого стекла для химической посуды.
Бор очень сильный комплексообразователь - акцептор электронов, так как
имеет свободные р-орбитали; образует устойчивые комплексы: LiBH4, HBF4,
KBF4
Лабораторная работа №11
Опыт 1. Получение борной кислоты из тетрабората натрия (буры).
Налить в пробирку 1 мл горячего насыщенного раствора буры (Na2B4O7) и
добавить в неё примерно 10-15 капель концентрированной HCl.
Поставить пробирку в стакан с холодной водой, по мере охлаждения
раствора наблюдать образование кристаллов борной кислоты.
Опыт 2. Получение и исследование свойств борной кислоты.
а) В пробирку насыпать несколько кристалликов (1-2 микрошпателя)
борной кислоты Н3ВО3, добавить около 1 мл дистиллированной воды и нагреть
на спиртовке до растворения кристаллов. Охладить раствор, испытать среду
синим лакмусом и универсальным индикатором. Сделать вывод о силе борной
кислоты.
б) К полученному в опыте 2а раствору борной кислоты добавить один
микрошпатель порошка магния. Какой газ выделяется? Написать уравнение
реакции взаимодействия ортоборной кислоты с магнием, учитывая, что
получается метаборат магния.
Опыт 3. Гидролиз раствора тетрабората натрия (буры).
Определить рН среды водного раствора тетрабората натрия путем
нанесения 1 капли раствора на полоску универсального индикатора. Какова
реакция среды? Написать уравнение ступенчатого гидролиза тетрабората
натрия. Как влияет разбавление раствора на гидролиз буры?
Контрольные вопросы:
1.
Дать краткую характеристику бора, исходя из его положения в
Периодической системе и строения атома.
2.
Какие степени окисления характерны для бора?
3.
Какие соединения бор образует с кислородом; с водородом; с
водородом и кислородом?
4.
В чем проявляется сходство химических свойств бора и кремния?
Написать уравнения реакций.
5.
Какие соединения образует бор с азотом? Какова их структура и
свойства?
6.
Произойдет ли реакция между фторидом бора и аммиаком? Ответ
мотивировать.
7.
Объяснить, почему атом бора образует ион тетрафтороборат и не
образует гексафтороборат-иона.
8.
Написать
уравнения
реакций
взаимодействия
бора
с
концентрированной азотной кислотой; с водным раствором щелочи.
9.
К какому типу относится связь между атомами в соединениях:
фторид бора, оксид бора, борид магния ?
10. Как осуществить следующие превращения:
B2O3  B  H3BO3  Na2B4O7  B2O3? Написать уравнения
реакций.
11. Составить уравнения гидролиза буры ( тетрабората натрия);
определить реакцию раствора.
12. Почему хлорид бора дымит во влажном воздухе?
13. Описать электронное строение молекулы диборана. Одинаковы ли
свойства атомов водорода, входящих в состав молекулы диборана?
14. Что происходит при нагревании ортоборной кислоты? Написать
уравнения реакции.
15. Написать формулы метабората натрия, тетрабората натрия и
борида натрия. Как они взаимодействуют с водой?
16. Что образуется при нейтрализации ортоборной кислоты щелочью ?
17. Написать уравнение реакции тетрабората натрия с соляной
кислотой.
18. При взаимодействии боратов
с конц. серной
кислотой и
метиловым спиртом освобождающаяся ортоборная кислота образует
борнометиловый эфир. Написать уравнения реакций.
19. Как протекает гидролиз фторида бора?
20.Почему оксид бора не реагирует с соляной кислотой, но хорошо
растворим в плавиковой кислоте? Написать уравнение реакции.
2.2. Углерод, кремний.
Углерод (С) и кремний (Si) входят в IVА подгруппу
6
периодической системы Д.И.Менделеева. Атомы этих
C
элементов имеют на внешнем электронном слое ns2np2 –
электроны, способные к образованию химических
углерод
связей.
Углерод и кремний не образуют отрицательно
заряженных ионов, вследствие малого сродства их атомов к электрону.
Положительные ионы не образуются из – за большой энергии ионизации
атомов. Характерной особенностью углерода и кремния, вследствие одинаково
выраженной тенденции к потере и приобретению электронов, является их
способность взаимодействовать со многими элементами, образуя неполярные
соединения с ковалентными связями. В соединениях углероду и кремнию
свойственны степени окисления +4 и –4, углерод проявляет и степень
окисления +2. При химических реакциях они проявляют слабые
восстановительные (в реакциях с окислителями) и окислительные (в реакциях с
восстановителями) свойства:
Э – 4 е = Э +4
Э – 2 е = Э+2
Э + 4 е = Э-4
В нормальных условиях простые вещества углерод и кремний – твердые
вещества с высокой температурой плавления. Структурной единицей
кристаллической решетки являются атомы, образующие пространственную
трехмерную каркасную решетку; в которой атомы связаны ковалентными
связями за счет орбиталей в sp3-гибридном состоянии. Аллотропическое
видоизменение углерода – графит, имеет слоистую структуру, в которой атомы
углерода находятся в sp2 – гибридном состоянии.
Благодаря атомной ковалентной – каркасной структуре этих веществ в
обычных условиях они весьма инертны. При высоких температурах углерод
становится активным по отношению к большинству металлов и многим
неметаллам. Соединения углерода очень распространены и чрезвычайно
разнообразны. В земной коре содержание углерода невелико, всего около 0,1%
вес. Он входит в состав многих минералов, большей частью которых являются
карбонаты (CaCO3 – известняк, мрамор; [(CuOH)2CO3] – малахит). В атмосфере
углерод содержится в виде CO2, который в растворенном состоянии
присутствует во всех природных водах. Углерод входит в состав веществ,
образующих ткани живых организмов (органические соединения), и продуктов
их разрушения (каменный уголь, торф, нефть и др.). Строение и свойства
органических соединений рассматриваются в органической химии. С
металлами углерод образует соединения – карбиды. Их получают
прокаливанием металлов или их оксидов с углеродом:
4Al + 3C  Al4C3
Ca + 2C  CaC2
Карбиды легко разлагаются водой:
Al4C3 + 12H2O  4Al(OH)3 + 3CH4
метанид:
CaC2 + 2H2O  Ca(OH)2 + C2H2
ацетиленид:
При нагревании углерод легко реагирует с кислородом воздуха:
C + O2  CO2
При недостатке кислорода и при высокой температуре идет реакция
2C + O2 = 2CO
или
C + CO2 = 2CO
Диоксид углерода (углекислый газ) СО2 в обычных условиях газ без цвета
и запаха, довольно инертный. При повышенных температурах взаимодействует
с активными восстановителями:
CO2 + Mg = 2MgO + C + 815 кДж
В лабораторных условиях получают диоксид углерода действием
соляной кислоты на мрамор:
CaCO3 + 2HCl  CaCl2 + CO2 + H2O
В промышленных условиях CO2 получается при обжиге известняка
CaCO3  CaO + CO2
Оксид углерода CО (угарный газ) очень ядовит, также не имеет цвета и
запаха. Является сильным восстановителем и используется для восстановления
металлов из руд, например, в доменном процессе:
Fe3O4 + 4 CO  3Fe + 4CO2
Оксид углерода (II) не кислотообразующий оксид. Диоксид углерода
растворяется в воде (1:1 по объему) и при растворении взаимодействует с ней с
образованием угольной кислоты:
CO2 + H2O
H2CO3
H2CO3 – кислота очень слабая и существует только в водных растворах.
Как двухосновная кислота диссоциирует на ионы в две ступени:
1. H2CO3
H+ + HCO3K1 = 4,5  10-7
2. HCO31H+ + CO32K2 = 4,8  10-11
Угольная кислота образует два ряда солей – средние (карбонаты) и
кислые (гидрокарбонаты). Карбонаты щелочных металлов (K2CO3 – поташ,
Na2CO3 - сода) при нагревании не разлагаются. а CaCO3 и MgCO3 – разлагаются
по уравнению:
t
MgCO3  MgO + CO2
Карбонаты щелочных металлов в водных растворах, подвергаясь
гидролизу, имеют высокое значение рН (8,5 - 12).
Гидрокарбонаты щелочных металлов при нагревании разлагаются по
схеме
2NaHCO3  Na2CO3 + CO2 + H2O
Тяжелые и менее активные металлы образуют в основном не
растворимые в воде карбонаты.
При высоких температурах углерод взаимодействует с серой с
образованием сероуглерода:
С + 2S  CS2
Сероуглерод – хороший растворитель. С азотом реакция завершается
образованием дициана (ядовитый газ) 2C + N2  C2N2, который превращается в
циановодород (синильную кислоту):
C2N2 + H2  2HCN
В отличие от углерода атомы кремния имеют свободные атомные
орбитали на 3d-подуровне, поэтому в комплексных соединениях
координационное число кремния равно шести (например, H2[SiF6] –
кремнийфтористоводородная кислота). Кремний является вторым (после
кислорода) по распространенности элементом (27% вес от массы земной коры).
Если углерод можно рассматривать как основной элемент для всей
органической жизни, то кремний играет такую же роль для твердой оболочки
Земли, которая представляет собой смесь различных соединений кремния с
кислородом и другими элементами.
В свободном виде кремний в природе не встречается, получают его
восстановлением двуокиси кремния углеродом или магнием при высоких
температурах:
SiO2 + 2C = Si + 2CO
SiO2 + 2Mg = 2MgO + Si
Кислоты на кремний при обычных условиях не действуют (за
исключением смеси HF и HNO3), щелочи переводят его в соли кремниевой
кислоты (H2SiO3):
Si + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + 2H2 
Кремниевая кислота существует в виде нескольких форм:
H4SiO4 (2H2O  SiO2) – ортокремниевая кислота
H2SiO3 ( H2O  SiO2) – метакремниевая кислота
H2Si2O5 (H2O  2SiO2) – дикремневая кислота
Все эти формы кремниевой кислоты неустойчивы и довольно легко
образуют неорганические полимеры с общей формулой хSiO2  y H2O,
называемые поликремниевыми кислотами.
Кремниевые кислоты слабее угольной. Метакремниевая кислота
диссоциирует ступенчато:
1. H2SiO3
H+ + HSiO3К1 = 2 10-10
2. H2SiO3H+ + SiO32К2 = 1 10-12
Так как SiO2 не растворим в воде, кремниевые кислоты получают
косвенным путем. Например: Na2SiO3 + H2SO4  H2SiO3 + Na2SO4 .
Соли кремниевых кислот называются силикатами. Получают их
сплавлением SiO2 с едкими щелочами и карбонатами калия или натрия:
SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O
SiO2 + K2CO3 = K2SiO3 + CO2
Большинство солей метакремниевой кислоты не растворимо в воде.
Силикаты натрия и калия растворимы в воде (растворимое стекло). Водные
растворы силикатов щелочных металлов сильно гидролизованы и имеют рН 
12. Силикаты входят в состав стекла – это аморфный прозрачный сплав,
образующийся при нагревании смесей карбонатов с многими силикатами или с
SiO2 . Например, оконное стекло получают при сплавлении белого песка (SiO2)
с содой (Na2CO3) и мелом (или известняком (CaCO3)):
t
CaCO3 + SiO2 = CaSiO3 + CO2 
t
Na2CO3 + SiO2 = Na2SiO3 + CO2 
Состав стекла приближенно выражается формулой Na2O  CaO  6SiO2
.Силикаты также широко используются для производства строительной и
декоративной керамики, цемента.
Лабораторная работа №12
Опыт 1. Образование угольной кислоты.
а) В пробирку налить дистиллированной воды до 1/4 её вместимости,
внести раствор лакмуса (или метилоранжа) и пропустить ток углекислого газа
из аппарата Киппа. Наблюдать изменение окраски индикатора.
Написать уравнение образования и диссоциации угольной кислоты в
молекулярном и ионно-молекулярном виде.
б) Прокипятить раствор до восстановления первоначального цвета
индикатора. Объяснить причины изменения цвета.
Написать уравнение распада угольной кислоты.
Опыт 2. Свойства солей угольной кислоты.
а) В сухие пробирки поместить по 1 микрошпателю: CaCO3, Na2CO3,
NaHCO3.. В каждую прибавить по 5-6 капель 1н раствора соляной кислоты.
Наблюдать характерное шипение выделяющегося газа. Написать
уравнения реакции.
б) В пробирки внести по 4-5 капель растворов солей CaCl2, BaCl2,
Pb(NO3)2. В каждую добавить такой же объем раствора Na2CO3. Что
наблюдается? Составить уравнения реакций.
в) В пробирки налить по 2 мл дистиллированной воды и по 2-3 капли
раствора фенолфталеина. Затем в каждую внести по одному микрошпателю
сухих солей: в одну - NaHCO3, в другую - Na2CO3. Отметить различие в
интенсивности окраски индикатора. Объяснить наблюдения, используя
табличные значения констант диссоциации (Кдис.) угольной кислоты. Составить
уравнения гидролиза солей, рассчитать константы гидролиза.
г) В одну пробирку налить 3-4 капли раствора соли меди, в другую столько же соли алюминия. Затем в каждую добавить по 2-3 капли карбоната
натрия. Наблюдать выпадение в осадок соответственно (CuOH)2CO3 и Al(OH)3,
а также выделение углекислого газа в обеих пробирках. Объяснить
наблюдения. Составить уравнения реакций, зная, что вода является участником
реакции.
д) Собрать прибор из пробирки и газоотводной трубки. В пробирку
поместить 2-3 микрошпателя малахита (карбоната гидроксомеди (II)
[CuOH]2CO3). Газоотводную трубку опустить в пробирку с 7-10 каплями
известковой воды и осторожно нагреть пробирку с малахитом. Наблюдать
выделение газа, изменение цвета соли, появление капель воды на выходе из
пробирки с солью и помутнение известковой воды.
Объяснить происходящие явления, написать уравнения реакций.
Опыт 3. Получение кремниевой кислоты.
а) В пробирку налить концентрированный раствор метасиликата натрия 5
мл и добавить 3 мл 20%-ного раствора соляной кислоты. Хорошо перемешать
стеклянной палочкой. Вследствие образования кремниевой кислоты
содержимое пробирки через некоторое время превращается в студнеобразную
массу. Составить уравнения реакции. Сделать вывод о свойствах кремниевой
кислоты.
б) В пробирку налить 5 мл концентрированного раствора метасиликата
натрия и пропустить в него углекислый газ из аппарата Киппа до появления
студнеобразного осадка. Составить уравнение реакции.
Опыт 4. Гидролиз силикатов.
В пробирку с 1 мл раствора метасиликата натрия внести 1-2 капли
раствора фенолфталеина. Наблюдать изменение окраски индикатора. Какая
среда в растворе соли? Составить уравнение реакции гидролиза по первой
ступени.
Контрольные вопросы:
1.
Написать электронные формулы атомов углерода и кремния.
Какие степени окисления характерны для этих элементов ?
2.
В чем сходство и различие в свойствах углерода и кремния?
3.
Какого типа химические связи образует углерод в органических
соединениях? В каком гибридном состоянии может находиться углерод?
4.
Какие простые вещества образует углерод? Чем различаются их
структуры?
5.
Какие оксиды образуют углерод и кремний? Какие кислоты и соли
им соответствуют?
6.
Какую среду имеют водные растворы карбоната и гидрокарбоната
натрия? Дать объяснение, составить уравнения реакций гидролиза.
7.
Какая среда в водном растворе силиката натрия? Составить
уравнение гидролиза.
8.
Какие соединения углерода входят в состав: воздуха, горных пород,
подземных вод?
9.
Какие из следующих солей растворяются в соляной кислоте: хромат
бария, карбонат бария, сульфат бария? Почему?
10. Какая из солей образует осадок при взаимодействии с соляной
кислотой: силикат натрия, карбонат натрия, сульфат натрия?
11. С какими из указанных веществ будет взаимодействовать оксид
углерода (П): MgO, O2, H2, Cl2, KOH? Написать уравнения происходящих
реакций.
12. Составить уравнения реакций, при помощи которых можно
осуществить следующие превращения: CaCO3 
CaO  Ca(OH)2 
Ca3(PO4)2
13. Составить уравнения реакций, при помощи которых можно
осуществить следующие превращения: а).CO  CO2  Na2CO3  CaCO3 ; б)
Si SiO2  H2SiO3 Na2SiO3
14. Coставить уравнения реакций, при помощи которых можно
осуществить следующие превращения: а) CH4  CO2  MgCO3  MgCl2 ; б)
Na2SiO3  H2SiO3  SiO2  CaSiO3
15. Какие полимерные кислоты образует кремний?
16. Приведите формулу оконного стекла. Написать уравнение реакции
получения оконного стекла.
17. В колбах без этикеток находятся следующие соли: хлорид натрия,
карбонат натрия и сульфат натрия. Как определить: в какой колбе какая соль?
18. Имеются три цилиндра, наполненные газами: оксидом азота (II),
оксидом углерода (II), оксидом углерода (IV). Как определить: какой газ
находится в каждом цилиндре?
19. Как доказать кислотный характер диоксида кремния ?
20. Какой осадок образуется при добавлении к силикату натрия
раствора нитрата аммония?
2.3. Азот, фосфор.
Азот ( 1s22s22p3) и фосфор (1s22s22p63s23p3)
являются типичными элементами V А группы. Они
7
N
относятся к неметаллам, являются электронными
аналогами , в невозбужденном состоянии имеют по 3
азот неспаренных электрона и проявляют валентность равную
трем. У азота четыре валентные орбитали, которые могут
находиться в состоянии sp3-, sp2 -или sp- гибридизации, и
максимальная валентность азота может быть равна 4.
Фосфор на валентном уровне имеет незаполненные 3d-орбитали, поэтому
его валентность повышается до 5 и возможны sp3d2, sp3d- и sp3 - типы
гибридизации. При химических реакциях азот и фосфор не теряют электронов и
не превращаются в катионы. Незначительное сродство к электрону объясняет
их неспособность превращаться в элементарные анионы.
В обычных условиях азот встречается в виде простого вещества N2 бесцветный газ, без запаха, плохо растворим в воде и органических
растворителях, tкип. = -195,8°C. Молекула N2 исключительно прочна (Едисс. = 945
кДж/моль) за счет тройной связи между атомами азота NN и поэтому N2
обладает низкой реакционной способностью.
Элементарный фосфор химически более активен, чем азот и в свободном
состоянии в природе не встречается. Атомы фосфора объединяются в
двухатомные Р2, четырехатомные Р4 и полимерные Р2n - молекулы. Молекулы
Р2 (аналогичные N2) существуют лишь при температурах выше 1000°С, распад
на атомы начинается лишь выше 2000°С. Известны несколько аллотропных
модификаций фосфора. Белый фосфор - кристаллический порошок, ядовит,
самовозгорается на воздухе при 50 °С, поэтому хранят его под водой и в
темноте. При длительном нагревании (280 - 340°С) переходит в красный
фосфор - кристаллический порошок, устойчив (температура самовозгорания
более 250 °С), не ядовит, химически инертен, используется в спичечном
производстве. Черный фосфор можно получить из белого при t=200°С и
Р=12000 атм. Черный фосфор химически устойчив, не ядовит, температура
самовозгорания более 400°С. В технике белый фосфор получают
прокаливанием фосфата кальция с углем и песком в электропечах при 1500°С :
2Ca3(PO4)2 + 10 C + 6 SiO2 = 6 CaSiO3 + 10 CO + P4
При обычных условиях на воздухе тонко измельченный белый фосфор
самовоспламеняется:
Р4 + 5О2 = 2Р2О5
При недостатке кислорода образуется оксид фосфора (III) :
Р4 + 3 О2 = 2Р2О3
При взаимодействии с хлором фосфор образует хлориды фосфора (III) и
(V), которые легко гидролизуются:
2Р + 3Cl2 = 2PCl3
2P +5Cl2 + 2PCl5,
PCl3 + 3H2O = H3PO3 + 3HCl
PCl5 + 4H2O = H3PO4 + 5HCl
Азот и фосфор при нагревании с металлами образуют нитриды и
фосфиды - электропроводные твердые термостойкие кристаллы с высокими
температурами плавления. Например, при взаимодействии с кальцием азот
образует нитрид кальция, который легко гидролизуется с образованием
аммиака NH3:
3Ca + N2 = Ca3N2
Ca3N2 + 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2NH3
Фосфор при взаимодействии с активными металлами образует
фосфиды, например:
3Li + P = Li3P
Фосфиды разлагаются с образованием фосфина РН3 – ядовитого газа
плохо растворимого в воде:
Ca3P2 + 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2PH3
Аммиак – бесцветный газ с резким запахом , хорошо растворим в воде и
раствор имеет щелочную среду:
NH3 + H2O
NH4OH
NH4+ + OHNH4OH - слабое основание, поэтому все соли аммония гидролизуются.
Соли аммония термически неустойчивы и при нагревании разлагаются:
(NH4)3PO4
3NH3 + H3PO4
NH4NO3
N2O + 2H2O
NH4NO2
N2 + 2H2O
C кислородом азот образует целый ряд оксидов, отвечающих степеням
окисления: +1, +2, +3, +4, +5. Далее, в таблице 1, приведена характеристика
этих оксидов и их свойств.
Высшие оксиды азота являются кислотными и, соединяясь с водой,
образуют следующие кислоты:
N2O3 + H2O = 2HNO2
2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2
N2O5 + H2O = 2HNO3
Азотистая кислота непрочная и при нагревании разлагается по
уравнению:
2HNO2 = NO + NO2 + H2O
Азот проявляет различные степени окисления и для его соединений
характерны окислительно-восстановительные реакции (см. диаграмму
Латимера для азота).
Таблица
Степень
окисления
Получение и свойства оксидов азота
+1
Раство
Формула и Внешний
риназвание
вид
мость в
воде
N2O
оксид
азота(I)
NO
+2
оксид
азота (II)
N2O3
+3
оксид
азота (III)
NO2
+4
оксид
азота(IV)
N2O5
+5
оксид
азота (V)
Получение
Свойства
Несолеобразующие оксиды
бесцв. газ хорош
700°С
Разложением
со сладк.
о
2N2O  2N2+O2
NH4NO3
запахом раств.
пром. окисл
плохо NH3 или действ.
2NO+O2=2NO2
бесцв. газ
раств. 30 % HNO3 на
2NO+2SO2 = 2SO3 + N2
медь (лаб.сп.)
Солеобразующие оксиды
темноN2O3=NO+NO2;
синяя
жидк. при
N2O3+2NaOH2NaNO2+H2O;
низких t
2NO2
N2O4;
бурый газ
пром.окисл.
2NO2+H2O = HNO2+HNO3;
с характ.
NO, дейст-ем
3NO2+H2O = 2HNO3+NO;
запахом, раств. конц.HNO3
4NO2+2H2O+O2= 4HNO3;
очень
на медь (лаб.
2NO2+2NaOH=NaNO2+NaNO3
ядовит
способ)
+H2O;
бесцв.
обезвоживапрозрачн.
нием
нестойки раство
2HNO3+P2O5
N2O5+H2O = 2HNO3;
е
рим.
= 2HPO3 +
кристалл
N2O5
ы
Соли азотистой кислоты (нитриты) разлагаются при действии сильных
кислот:
2KNO2 + H2SO4 = K2SO4 + NO + NO2 + H2O
В кислой среде под действием анионов-окислителей (ClO3--, MnO4,
Cr2O72) нитриты окисляются по схеме
NO2- + H2O - 2e = NO3- + 2H+ (NO3-/ NO2- = 0,93 в),
а при действии восстановителей (I-, S2-, Fe2+ и т.д.) - восстанавливаются :
NO2- + 2H+ - 1e =NO + H2O (NO2- / NO = 0,99 в)
Диаграмма Латимера для азота:
а) в кислой среде
0.93
NO3-
0.81
1.07
NO2
0.99
HNO2
1.59
NO
1.77
N2O
1.87
N2
NH3OH+
-1.26
-3.09
HN3
1.46
N2H5+
1.24
NH4+
б) в щелочной среде
-0,86
-
NO3
0,88
N2O4
(NO2)
-0,46
NO2
-
+0,76
NO
+0,16
+0,94
N 2O
+0,73
-3,4
N3-
N2
-2,86
NH3
N2H4
NH2OH
Наиболее важными соединениями азота являются азотная кислота и её
соли - нитраты. С химической точки зрения HNO3 - сильная кислота и сильный
окислитель. В зависимости от концентрации HNO3 и химической активности
реагирующего с ней вещества продукты восстановления самой кислоты могут
быть разными. Металлы, стоящие правее водорода, восстанавливают азотную
концентрированную кислоту до NO2, а разбавленную - до NO по схемам:
NO3- (конц.) + 2H+ + 1e  NO2 + H2O
NO3- (разб.) + 4H+ + 3e  NO + 2H2O
Активные металлы восстанавливают концентрированную HNO3 до N2O
или N2:
2NO3-(конц.) + 10 H+ + 8e  N2O + 5H2O
2NO3-(конц.) + 12H+ + 10e  N2 + 6H2O,
а разбавленную HNO3 - до солей аммония:
NO3-(разб.) + 10H+ + 8e  NH4+ + 3H2O
То есть, чем более разбавлена азотная кислота и чем активнее металл, тем
глубже идет реакция восстановления. Следует учитывать, что наряду с
основным продуктом образуются примеси других продуктов восстановления.
Концентрированная азотная кислота пассивирует чистое железо,
хром и алюминий, т.к. на поверхности металлов образуются плотные
оксидные пленки этих металлов, препятствующие протеканию реакции.
Металлы Au, Pt, Ir, Rh, Na, Te, Nb с азотной кислотой не взаимодействуют.
Другие металлы при окислении азотной кислоты обычно образуют
нитраты. Важнейшее их свойство - способность разлагаться при
нагревании по следующим схемам:
MeNO3
левее Mg
Mg - Cu
правее Cu
MeNO2 + O2
MeO + NO2 + O2
Me + NO2 + O2
Неметаллы обычно восстанавливают HNO3 до NO , сами при этом
окисляются ею до соответствующих кислот ( сера - до H2SO4, уголь - до H2CO3,
фосфор - до H3PO4).
Фосфор образует с кислородом два оксида: Р2О3 – оксид фосфора (III) и
Р2О5 – оксид фосфора (V) Характер оксидов кислотный, им соответствуют
кислоты: фосфористая (Н3РО3) и фосфорная (Н3РО4)
Окислительно- восстановительные свойства соединений фосфора
отражены в диаграмме Латимера для фосфора.
Диаграмма Латимера для фосфора
а) в кислой среде
-0,276
-0,50
-0,51
-0,06
H3PO4
H3PO3
H3PO2
P
PH3
б) в щелочной среде
-1,3
-1,665
-1,82
-0,874
32PO4
HPO3
H2PO2
P
PH3
Оксид фосфора (III) Р2О3, растворяясь в холодной воде, образует
фосфористую кислоту: Р2О3 + 3Н2О (холодная) = 2Н3РО3, обладающую как
восстановительными, так и окислительными свойствами.
При действии таких сильных окислителей, как кислород, галогены,
положительные ионы металлов, в том числе благородных металлов, она
окисляется до фосфорной кислоты H3PO4. При действии сильных
восстановителей, таких, как щелочные и щелочноземельные металлы, цинковая
пыль и др., Н3РО3 восстанавливается до фосфина РН3. Фосфин - чрезвычайно
ядовитый газ, сильный восстановитель, на воздухе самопроизвольно
воспламеняется:
PH3 + 2O2 = H3PO4
Соли фосфористой кислоты называются фосфитами, соли фосфорной
кислоты - фосфатами.
Оксид фосфора (V) - Р2О5 - белое кристаллическое вещество, типичный
кислотный оксид, может присоединять одну, две или три молекулы воды,
образуя соответственно три типа кислот:
P2O5 + H2O = 2HPO3 (метафосфорная кислота)
P2O5 + 2H2O = H4P2O7 (дифосфорная кислота)
P2O5 + 3H2O = 2H3PO4 (ортофосфорная кислота)
Наибольшее значение имеет ортофосфорная кислота Н3РО4 - белое,
твердое вещество. Это кислота средней силы,диссоциирует ступенчато
(К1=7,610-3; К2 = 6,2  10-3 ; К3 = 4,4  10-13 ), растворима в воде, образует три
типа солей: дигидрофосфаты (NaH2PO4), гидрофосфаты (Na2HPO4) и
ортофосфаты (Na3PO4).
В водных растворах фосфаты гидролизуются. Все дигидрофосфаты
растворимы в воде. Из гидрофосфатов и фосфатов в воде растворимы только
соли щелочных металлов и аммония.
Лабораторная работа № 13.
Опыт 1.Свойства солей и гидроксида аммония.
а). В пробирку внести 2-3 капли раствора соли аммония и добавить 2-3
капли
2 н раствора гидроксида натрия.Слегка нагреть пробирку и над ее
отверстием подержать влажную универсальную индикаторную бумажку. По
запаху и по изменению цвета индикаторной бумажки убедитесь в выделении
аммиака и образовании гидроксид – ионов. Написать в молекулярной и ионной
форме уравнения реакций.
б). На предметное стекло поместить три кусочка универсальной
индикаторной бумаги и нанести на них по 1 капле растворов солей: хлорида
аммония, нитрата аммония и ацетата аммония. Определить pH – растворов
солей. Объяснить. Написать в молекулярной и ионной форме уравнения
реакций гидролиза солей.
Опыт 2.Получение и свойства оксида азота (III).
Внести в пробирку 3-4 капли насыщенного раствора нитрита калия и
добавить 1 каплю 2 н раствора серной кислоты.
Отметить появление в растворе голубой окраски N2O3, который является
ангидридом неустойчивой азотистой кислоты. Объяснить образование над
раствором бурого газа. Написать уравнения реакций взаимодействия нитрита
калия с серной кислотой и распада образовавшегося оксида N2O3 на NO и NO2 .
Опыт 3.Окислительно – восстановительные свойства нитритов.
а). Налить в пробирку 2-3 капли раствора иодида калия, подкислить его 1
каплей разбавленной H2SO4 добавить несколько капель раствора NaNO2.
Наблюдать выделение свободного йода. Убедиться в этом с помощью
крахмала. Записать уравнения реакций.
б). К 2-3 каплям раствора KMnO4 , подкисленному 1 каплей разбавленной
H2SO4, прилить 2-3 капли NaNO2 . Жидкость обесцвечивается в результате
перехода ионов MnO4- в Mn2+ . Записать уравнение реакции.
Указать в каком случае нитрит – ион является окислителем, в каком –
восстановителем. Почему нитриты могут проявлять как окислительные, так и
восстановительные свойства
Опыт
4.Окислительные
свойства
азотной
кислоты
(демонстрационный).
а). Внести в три пробирки по 3-4 капли концентрированной азотной
кислоты (плотности 1,4 г/см3). В первую пробирку поместить кусочек цинка, во
вторую – кусочек олова, в третью – меди. Какой газ выделится Отметить
наблюдения. Записать уравнения реакций, учитывая, что в реакции с цинком
образуется Zn(NO3)2 , с оловом – метаоловянная кислота H2SnO3 , с медью –
Cu(NO3)2.
б). В пробирку внести 2 капли раствора азотной кислоты (плотность 1,12
3
г/см ) и 2 капли воды; размешать полученный раствор и добавить в него
кусочек медной стружки. Пробирку слегка подогреть. Отметить наблюдения,
сравнить результат с предыдущим опытом 4а. Какой газ выделяется Написать
уравнение реакции.
Опыт
5.Термическое
разложение
нитрата
калия
(демонстративный).
В пробирку поместить несколько кристалликов нитрата калия. Пробирку
нагревать на пламени горелки до расплавления соли и начала выделения
пузырьков газа. Внести в пробирку тлеющую лучинку. Какой газ выделяется?
Продолжить нагревание до полного прекращения выделение пузырьков газа.
Доказать образование нитрата калия при разложении. Для этого после
охлаждения пробирки внести в нее 5-6 капель воды и, помешивая стеклянной
палочкой, растворить твердый остаток. По 2-3 капли полученного раствора
внести в две пробирки и провести опыт 3а и опыт 3б.
Отметить наблюдения. Написать уравнения реакций.
взаимодействовать нитрат калия с перманганатом калия?
Может
ли
Опыт 6.Получение и свойства оксида фосфора (V).
В фарфоровую чашку, поставленную на асбестовую сетку, положить 0,4 –
0,5 г. красного фосфора. Над чашкой в штативе укрепить сухую воронку (на 0,5
м. от сетки). Зажечь фосфор нагретой стеклянной палочкой. На стенках
воронки в виде белоснежной массы осаждается P2O5. Когда фосфор сгорит,
вставить воронку в кольцо штатива и оставить на некоторое время. Что
происходит? Почему? Воронку с P2O5 промыть водой, собирая промывные
воды в стакан. К полученному раствору добавить индикатор – метилоранж. Что
наблюдается? Записать уравнения реакций образования оксида фосфора (V),
его
взаимодействия
с
водой;
уравнение
ступенчатой
диссоциации
ортофосфорной кислоты.
Опыт 7.Гидролиз солей ортофосфорной кислоты.
На предметное стекло поместить три кусочка универсальной
индикаторной бумаги и нанести на них по 1 капле растворов солей:
ортофосфата натрия, гидрофосфата натрия и дигидрофосфата натрия.
Определить pH – растворов солей, сравнив окраску индикаторной бумаги
со шкалой. Объяснить, почему растворы имеют разную кислотность.
Записать уравнения процессов, протекающих в растворах указанных
солей.
Опыт 8.Осаждение фосфатов железа (III) и алюминия.
В две пробирки внести по 3-4 капли растворов солей: в первую – хлорида
железа (III) во вторую – хлорида или сульфата алюминия. Добавить в каждую
пробирку по 2-3 капли растворов ацетата натрия и гидрофосфата натрия
Na2HPO4 . Отметить цвета выпавших осадков. Написать уравнения реакций,
учитывая, что в присутствии ацетата натрия образуются средние соли: фосфат
железа (III) и фосфат алюминия, нерастворимые в уксусной кислоте.
Контрольные вопросы:
1. Почему свободный фосфор (в отличие от его аналога - азота) не
встречается в природе?
2. Какие ионы присутствуют в растворе ортофосфорной кислоты?
3. Какова графическая формула и основность H3PO4? Как называются
соли этой кислоты?
4. Какова графическая формула и основность HPO3? Как называются соли
этой кислоты?
5. Какова графическая формула и основность H2P4O7?
6. Какие соединения называются фосфидами? Привести формулы:
а) фосфида магния; б). фосфида алюминия; в). фосфида бария.
7. Фосфин можно получить действием KOH на аналог иодида аммония иодид фосфония. Составить уравнение этой реакции.
8. При сильном нагревании ортофосфорная кислота превращается в
метафосфорную. Написать уравнение реакции.
9. Написать формулы:
а). дигидрофосфата магния
б). гидрофосфата магния
в). ортофосфата магния
г). гидрофосфата железа (II)
д). ортофосфата железа (II)
е). гидрофосфата железа (III)
ж). ортофосфата железа (III)
з). дигидрофосфата железа (II)
и). дигидрофосфата железа (III)
10. 1моль гидроксида кальция добавлен в первом случае к раствору,
содержащему 1 моль H3PO4 , а во втором – к раствору, содержащему 2 моль
H3PO4 . Каков состав солей в обоих случаях?
11. Химическим анализом установлен следующий состав соли: H6NPO4 .
Как видоизменить эту формулу, чтобы было понятно, что это действительно
соль? Назвать соль и написать уравнение ее диссоциации.
12. 100 г. метафосфорной кислоты растворили при нагревании в 50 мл
воды. Какое вещество получилось и какова его массовая доля (в %) в растворе?
13. Почему при реакции цинка с разбавленной HNO3 аммиак не
выделяется в виде газа?
14. Подобрать коэффициенты в следующих уравнениях:
а).Fe + HNO3  Fe(NO3)3 + NH4NO3 + H2O
б).Zn + HNO3  Zn(NO3)2 + N2O + H2O
в).H2S + HNO3  S + NO2 + H2O
15. Как различить растворы нитрита и нитрата
16. Какова наивысшая теоретически возможная концентрация (%-ная)
HNO3 , получаемой по реакции:NH3 + 2O2 = HNO3 + H2O
17. Сколько литров NH3 при н.у. надо растворить в 1 л. воды для
получения 10%- ного раствора аммиака
18. В равновесной системе:
N2 + 3H2
2NH3
концентрации H2 и N2 равны соответственно 2 и 3 моль/л. Константа
равна 2,25. Определить равновесную концентрацию аммиака.
19.
Написать
уравнения
реакций,
отвечающих
следующим
превращениям:
N2  NH3 NO  NO2  HNO3  NH4NO3
20. При 20С в 1 л воды растворяется 6,8  10-4 моль азота. Сколько
молекул азота содержится в 1л такого раствора?
21. Масса 167 мл (н.у.) азота составляет 0,21 г. Определить число атомов
в молекуле азота.
22. Карбонат аммония уже при комнатной температуре, выделяя аммиак,
превращается в гидрокарбонат аммония. Составить уравнение этой реакции.
23. Раскаленный уголь, брошенный в концентрированную HNO3,
продолжает гореть; при этом выделяется бурый газ и газ, образующий с
известковой водой белый осадок. Написать уравнение реакции.
24. Составить графические формулы следующих солей: Zn(NO3)2,
Al(NO2)3, KNO3 . Назвать соли.
25. Сколько граммов 63%-ной HNO3 можно получить из 170 г NaNO3 
2.4. Сера.
Элементы кислород, сера, теллур и полоний
главную
подгруппу
VI
группы
16 составляют
периодической системы Д.М.Менделеева. Валентный
S
слой этих элементов содержит 6 электронов ns2np4, т.е.
на 2 электрона меньше, чем у соответствующих
сера элементов нулевой группы.
Кислород, по терминологии Менделеева, относится к типическим
элементам. Его валентные состояния ограничены возможностью образования
двух единичных связей в соответствии с наличием у атома двух неспаренных
электронов.
Аналоги кислорода (сера, селен и теллур) имеют свободные квантовые
ячейки на d-энергетических подуровнях и при возбуждении атомов способны
заполнять электронами d-орбитали. Поэтому S, Se и Те способны проявлять
степени окисления +2, +4 и +6, и, как кислород, они проявляют валентность-2.
Атом серы в максимально возбужденном состоянии изображается схемой.
S* ….3s13p33d2
Удаление электрона из атома серы требует затраты энергии Н=+239
ккал/моль. Присоединение же двух электронов происходит значительно легче:
S
+ 2ē
 S2-
Н= +79 ккал/моль
Поэтому сера (аналогично селен и теллур) подобно кислороду, в
бинарных соединениях чаще находится в состоянии S2-. Для серы такими
соединениями будут сульфиды, для кислорода – оксиды. Сера образует
соединения ковалентного характера с фтором и кислородом: SF6, SO2, SO3.
В низших ковалентных состояниях сера входит в состав белков, образуя
сульфидные мостики, которые определяют наряду с другими факторами
высшую пространственную организацию белковой молекулы в живом
организме. Большие количества соединений серы высшей валентности (H2SO4)
синтезируются и используются в основном в химической промышленности.
Селен, теллур и их соединения приобрели большое значение как
полупроводниковые материалы.
Рассмотрим основные свойства свободной серы и её соединений в
разных валентных состояниях.
Молекулы серы состоит из 8 атомов, расположенных не в плоскости, а в
пространстве. Пространственная конфигурация молекулы серы имеет вид колец
(рис. 1).
Рис. 1. Пространственная конфигурация молекулы S8
Сера существует в виде нескольких модификаций. При комнатной
температуре и до 96 С устойчива ромбическая модификация. При 96 С
ромбическая сера превращается в моноклинную, которая плавится при 119,2С.
При более высокой температуре плавления сера представляет собой
подвижную желтую жидкость. С повышением температуры выше 160С
вязкость возрастает, достигая максимума при 187С. Одновременно сера
темнеет. В это время кольца серы начинают разрываться, причем кольцевые
атомы сцепляются друг с другом, образуя длинные цепи, содержащие до 106
атомов.
При 200С сера похожа на темно-коричневую очень вязкую смолу.
Выше 200С цепочки серы рвутся, длина макромолекул уменьшается и
вязкость снова уменьшается. Жидкость становится подвижной, но темная
окраска сохраняется до 445С. При 445С сера кипит, образуя желтооранжевые пары (рис. 2).
При спектральном изучении строения молекул серы в газообразной фазе
было доказано существование молекул от S8 до S2 с преобладанием молекул с
четным числом атомов. При температуре выше 2000 С пары серы переходят в
одноатомное состояние –S.
Сероводород – аналог воды. В этом состоянии сера двухвалентна.
Раствор сероводорода в воде – слабая двухосновная сероводородная
кислота. Первая и вторая константы электролитической диссоциации:
H2S
H+ + HS-
[H+][HS-]
K1= _______________ = 0,87  10-7;
[H2S]
II. HS-
H+ + S2-
[H+][S-2]
K2= __________________ = 0,79  10-13
[HS-]
Как ни мала первая константа диссоциации сероводородной кислоты,
она все же в миллиард раз больше константы диссоциации воды
KH2O=1,810-16.
Поскольку сероводородная кислота H2S двухосновная, она образует два
типа солей: сульфиды MeIIS и гидросульфиды MeIHS.
В состоянии окисления ( +4) сера образует оксид – SO2 , сернистую
кислоту – H2SO3 и ее соли – сульфиты. Диоксид серы и сернистая кислота
проявляют слабые кислотные свойства, поэтому растворимые средние соли –
сульфиты щелочных металлов –гидролизованы по аниону и имеют щелочную
реакцию в водном растворе. Большинство средних солей – сульфитов плохо
растворимы. Кислые соли-гидросульфиты лучше растворяются в воде и их
растворы имеют слабокислую среду.
В высшей степени окисления (+6) сера образует оксид—SO3 и серную
кислоту H2SO4, которые обладают сильнокислотными свойствами.
Большинство ее солей- сульфатов- хорошо растворимы в воде. Исключением
являются плохо растворимые сульфаты щелочноземельных металлов.
Окислительно-восстановительные свойства соединений отражены в
диаграмме Латимера.
Диаграмма Латимера для серы
а) в кислой среде:
+ 0,302
+ 0,364
H2SO4
+ 0,161
+ 0,169
H2SO3(p)
SO2(г)
+ 0,45
+ 0,451
+ 0,309
б) в щелочной среде:
S
+ 0,144
+ 0,174
H2S(p)
H2S(г)
- 0,602
2-
SO 4
- 0,93
2-
SO 3
- 0,066
S
- 0,476
- 0,444
HS
S
-
2-
- 0,674
Лабораторная работа № 14
Опыт 1. Получение диоксида серы и его растворение в воде.
В колбу поместить кристаллический сульфит натрия (Na2SO3) добавить
6-8 капель 4 н. раствора серной кислоты и быстро закрыть пробкой с отводной
трубкой . Выделяющийся газ пропустить в пробирку с дистиллированной водой
в течение 2-3 мин. Если выделение газа идет недостаточно энергично, пробирку
осторожно подогреть. Проверить универсальным лакмусом рН раствора. На
какие свойства водного раствора SO2 указывает окраска лакмуса?
Написать уравнения реакций:
Na2SO3 + H2SO4 
SO2 + H2O 
Сохранить раствор SO2 для следующего опыта.
Опыт 2. Окислительные и восстановительные свойства соединений
серы (IV).
а) Окислительные и восстановительные свойства SO2.
В две пробирки, одна из которых с сероводородной (а), другая с иодной
водой (б) (по 3-5 капель), добавить по несколько капель водного раствора SO2.
Отметить происходящие изменения в растворах. Написать уравнения
соответствующих реакций и указать, какие свойства проявляет диоксид серы в
том и другом случае.
Раствор SO2
Раствор H2S в воде
Раствор SO2
Раствор I2 в воде
а)
б)
H2S + SO2 
I2 +SO2 
2б) Восстановительные свойства SО 3 - иона.
В пробирку, содержащую 5-6 капель раствора перманганата калия и 3-4
капли 2н раствора серной кислоты, прибавить несколько кристалликов
сульфита натрия. Отметить обесцвечивание раствора в связи с переходом иона
MnO 4 в ион Mn2+. (Данная реакция может служить реакцией открытия иона
SO32- в отсутствии других восстановителей). В какое соединение при этом
перешел сульфит натрия? Учитывая, что сульфит бария растворим в азотной
кислоте, а сульфат бария не растворим, убедиться в переходе иона SO32- в ион
SO42-, для чего в полученный раствор добавить 1-2 капли 2н азотной кислоты и
столько же раствора хлорида бария. Какое соединение выпало в осадок?
Отметить наблюдаемые явления и написать уравнения всех протекающих
реакций.
Na2SO3 (крист.)
2н H2SO4 (3-4 капли)
KMnO4 (5-6 капли)
KMnO4 + H2SO4 + Na2SO3  …
Опыт 3. Дегидратирующие свойства серной кислоты.
а) На листочке фильтрованной бумаги с помощью стеклянной палочки
сделать надпись 2 н.раствором серной кислоты. Бумагу просушить, держа
высоко над пламенем горелки. Отметить и объяснить почернение. Какое
свойство проявляет серная кислота в этом опыте?
б) (Демонстрационный) «Черная колонна». В стаканчик объемом 100 мл
поместить 10-15 гр сахарозы (С12Н22О11) или глюкозы (С6Н12О6), поместить
стеклянную палочку длиной приблизительно 30 см. Прилить по палочке 10 мл
4н.серной кислоты, энергично перемешать палочкой, оставить палочку в
стакане вертикально. Через некоторое время содержимое стакана начнет
увеличиваться в объеме. Написать уравнения реакций. Объяснить образование
газа с резким запахом.
С6Н12О6 + Н2SО4 
С12Н22О11 +Н2SО4 
С + H2SO4 
Опыт 4. Взаимодействие серной кислоты с металлами.
а) Взаимодействие разбавленной серной кислоты с металлами.
В три пробирки внести 5-8 капель 2 н.раствора серной кислоты и по 2-3
кусочка металлов: в первую – цинка, во вторую – железа, в третью – меди. Если
реакция идет медленно, слегка подогреть пробирки небольшим пламенем
горелки. В каком случае реакция не идет? Почему? Написать уравнения
протекающих реакций. Какой элемент в этих реакциях является окислителем?
5-8 капель
2н H2SO4
Zn
5-8 капель
2н H2SO4
Fe
5-8 капель
2н H2SO4
Cu
б) Взаимодействие концентрированной серной кислоты с медью.
В пробирку поместить 1-2 кусочка медной стружки и прилить 5-10
капель концентрированной серной кислоты (плотность 1,84 г/см3). Пробирку
слегка нагреть над пламенем спиртовки.
Влажную синюю лакмусовую бумажку
подержать над пробиркой. Отметить
изменение цвета лакмусовой бумажки. По запаху (осторожно!) определить, какой газ
выделяется.
Содержимое пробирки выпарить, охладить и растворить, прибавив в пробирку 8-10
капель дистиллированной воды. Перенести пипеткой некоторое количество раствора в
чистую пробирку. Отметить окраску раствора. Для какого иона характерна эта окраска?
Описать наблюдаемые явления. Ответить
на
поставленные вопросы.
Написать уравнение реакции и указать, какой элемент в молекуле
серной кислоты является окислителем.
в) Взаимодействие концентрированной серной кислоты с цинком
В пробирки поместить немного цинковой пыли и налить 5-10 капель
концентрированной серной кислоты (плотность 1,84 г/см3). Пробирку нагреть
над небольшим пламенем спиртовки. Над пробиркой подержать
фильтровальную бумагу, смоченную раствором ацетата или нитрата свинца.
Объяснить появление темного пятна на этой бумаге. Описать наблюдаемые
явления. Написать уравнения реакцией взаимодействия концентрированной
серной кислоты с цинком с образованием сероводорода.
Опыт 5. Сероводород и его свойства
В две пробирки внести следующие растворы: в первую – 5 капель
перманганата калия и 2 капли 2 н. серной кислоты, во вторую – столько же
дихромата калия и той же кислоты. В каждую из пробирок добавлять по каплям
сероводородную воду до изменения окраски каждого раствора и его
помутнения вследствие выделения серы. Написать уравнения соответствующих
реакций, учитывая, что MnO4- ион переходит в ион Mn2+, а Cr 2 O72- - ион – в
Cr3+ ион.
Опыт 6. Различная растворимость сульфита и сульфата бария в
кислоте
В двух пробирках получить обменной реакцией сульфит и сульфат бария,
для чего взять по 3-4 капли растворов соответствующих солей Na2SO3 или
Na2SO4 и BaCl2. Наблюдать образование осадков в обеих пробирках. Сравнить
растворимость сульфита и сульфата бария в кислоте, добавив в обе пробирки
по 1-2 капли 2 н. азотной кислоты. Что наблюдается? Можно ли этой реакцией
различить ионы SO 32 и SO 24 .
Написать уравнения реакций получения сульфата и сульфита бария и
растворения последнего в кислоте.
Опыт 7. Восстановительные свойства тиосульфата натрия.
В две пробирки внести раздельно по 5-6 капель бромной и иодной воды.
В обе пробирки добавить по несколько капель тиосульфата натрия до
обесцвечивания растворов.
Написать уравнения протекающих реакций, учитывая, что бром окисляет
тиосульфат до сульфата, при этом в реакции участвует вода. (Выделяющаяся
сера является продуктом побочной реакции.) Иод окисляет тиосульфат до
тетратионата Na2S4O6. В какую степень окисления переходит при этом бром и
иод? Может ли хлорная вода окислить тиосульфат натрия? Ответ
мотивировать, используя окислительно-восстановительные потенциалы.
Опыт 8. Качественное определение ионов SO 32 , SO 24 , S 2 O 32 , S 2 и их
открытие.
Получить у преподавателя сухую соль, растворить ее в дистиллированной
воде и размешать стеклянной палочкой. Установить любыми известными вам
реакциями, является ли данная соль сульфитом, сульфатом, тиосульфатом или
сульфидом. (В каждом отдельном случае брать 5-6 капель исходного раствора.)
Описать методику работы и наблюдаемые явления, на основании которых
сделать вывод о присутствии или отсутствии каждого иона. Записать уравнения
соответствующих реакций.
Контрольные вопросы
1.Написать электронные формулы атомов серы, селена и теллура в
невозбужденном и возбужденном состояниях
2. В какой степени окисления сера может быть: а) только окислителем,
б) только восстановителем? Написать соответствующие электронные формулы.
Привести примеры реакций.
3. В какой степени окисления сера может быть окислителем и
восстановителем? Привести примеры соответствующих реакций.
4. Написать уравнения ступенчатой диссоциации сероводородной
кислоты.
Как
будет
смещаться
равновесие
при
прибавлении:
а)
хлороводородной кислоты, б) нитрата свинца (II), в) щелочи?
5. Какие вещества будут получаться при взаимодействии FeS: а) с
хлороводородной кислотой, б) с концентрированной азотной кислотой?
Написать соответствующие уравнения реакций.
6. Написать формулы: а) двух различных сульфидов, не
растворимых в воде и растворимых в кислой среде; б) двух сульфидов, не
растворимых в нейтральной и кислой среде. Составить
уравнения
реакций их получения и растворения в кислоте.
7. Написать уравнения реакций получения сернистого газа тремя
различными способами. В каком состоянии гибридизации находится атом серы
в молекуле SO2? Какова в связи с этим геометрическая структура молекулы?
8. Какие ионы получатся при пропускании SO2: а) в чистую воду, б) в
воду, содержащую Cl2? Написать соответствующие уравнения в ионном виде.
9. Какая соль K2SeO3 или K2SO3 имеет большую степень гидролиза в
водном растворе одинаковой концентрации?
10. Написать графическую формулу тиосульфата натрия, указать степени
окисления серы в этом соединении и объяснить его неустойчивость в кислой
среде.
11. Можно ли в качестве осушителя для сероводорода, бромоводорода и
йодоводорода применить концентрированную серную кислоту? Ответ
мотивировать, написать соответствующие уравнения реакций.
12. Написать в молекулярном и ионном виде уравнения реакций:
а) (NH4)2S +FeCl2 
б) H2S +FeCl3 
в) H2SO4 (конц.) +Zn
13. Дописать уравнения реакций и расставить коэффициенты:
а) H2S + HNO3 (конц.) 
б)K2Cr2O7 + Na2S +H2SO4  S +Cr2 (SO4)3 +…
в)Na2SO3 +Zn +HCl (разб.) 
г)H2SO3 +KMnO4  Mn2+ +…
д)FeSO4 + K2S2O8  Fe3+ +…
14. Назовите аллотропные модификации серы. Каковы температуры
фазовых переходов?
15. Составить молекулярные и сокращенные ионные уравнения реакции
гидролиза сульфидов и сульфитов
16. Пользуясь электронными и электронно–ионными схемами, написать
уравнения для следующих окислительно–восстановительных реакций:
а) Na2SO3 +Cl2 +H2O Na2SO4 +HCl
б) Na2SO3 Na2SO4 +Na2S
в)Hg +H2SO4 HgSO4 +SO2 +H2O.
17. Сернистый газ, получившийся при сжигании 179,2 л сероводорода,
пропущен через 2 л 25%-ного раствора гидроксида натрия (плотность 1,28
г/см3). Каков остаток образовавшейся соли и какова ее концентрация в
растворе? Ответ: Na2 SO3; 32,8%.
18.Составить уравнения реакций для следующих превращений:
FeS  SO2  H2SO3  BaSO4 
BaS
19. Составить уравнения реакций для следующих превращений:
SO2  SO3 
H2SO4 
H2S 
ZnS
20. Составить уравнения реакций для следующих превращений:
S  SO2 
K2SO3 
BaSO3  BaSO4
2.5.Галогены.
17
Cl
хлор
Галогены
элементы
с
ярко
выраженными
неметаллическими свойствами. В газообразном состоянии они
образуют двухатомные молекулы. Так как галогены обладают
высокой химической активностью, в природе они находятся
только в связанном состоянии.
Конфигурация валентных электронов атомов
галогенов …ns2np5. До полного завершения наружного
валентного слоя не хватает одного электрона, поэтому валентное состояние в
виде одноразрядных отрицательных галогенид-ионов наиболее устойчиво:
I+eI-.
Вследствие большого сродства к электрону свободные галогены являются
сильными окислителями. По ряду F2, Cl2, Br2, I2 уменьшается окислительная
активность и возрастает восстановительная активность. Более сильный
окислитель - Cl2 вытесняет иод из иодидов
2 KI + Cl2  2 KCl + I2
Все галогены, кроме фтора, можно перевести в состояние со степенью
окисления +1, +3, +5, +7. Отсутствие таких соединений у фтора объясняется
особенностями строения его внешней электронной оболочки:
Фтор с кислородом образует соединение OF2, кислород в этом соединении
имеет степень окисления +2. Хлор, бром и иод с кислородом дают оксиды
различного состава, кислородные кислоты и их соли.
В ряду: НГО - НГО2 - НГО3 - НГО4 растет сила кислородсодержащих
кислот. НClО4 - самая сильная минеральная кислота.
В ряду Cl2 - Br2 - I2 растет восстановительная активность, поэтому каждый
последующий член этого ряда может вытеснить предыдущий из кислородных
соединений, например,
I2 + 2 KClO3  Cl2 + 2 KIO3
В ряду HClO - HBrO - HIO самый сильный окислитель - кислота HClO.
При растворении галогенов в воде происходят химические реакции
F2 + H2O = 2HF + O; F2 + O = OF2.
Хлор, бром, иод реагируют с водой с образованием двух кислот
Г2 + H2O
НГ + НОГ
Равновесие сдвинуто влево. В растворах щелочей равновесие смещается
вправо и удается получить соли кислородсодержащих кислот
Cl2 + 2 NaOH  NaCl + NaClO + H2O
При взаимодействии галогенов с горячими растворами щелочей
получаются хлораты (соли HClO3), броматы ( соли HBrO3) и иодаты ( соли
HIO3).
3 Г2 + 6 КОН = КГО3 + 5 КГ + 3 Н2О
В водных растворах хлорноватистая кислота разлагается:
3 HClO = 2 HCl + HClO3
Ослабление окислительных свойств в направлении от хлорноватистой к
хлорной кислоте можно объяснить большей устойчивостью перхлорат ионов в
результате дополнительного -связывания.
Кислородные соединения галогенов окисляют в кислой среде и
восстанавливаются при этом в отрицательно заряженные галогенид-ионы :
ClO- + 2H+ + 2 e  Cl- + H2O
ClO2- + 4 H+ + 4 e  Cl- + 2H2O
ClO3- + 6 H+ + 6 e  Cl- + 4 H2O
ClO4- + 8 H+ + 8e  Cl- + 4 H2O
В тех случаях, когда восстановителем является галогенид-ион,
восстановление кислородного соединения того же галогена протекает до
свободного галогена:
ClO3- + 6 H+ + 5 Cl- = 3Cl2 + 3 H2O
При растворении газообразных галогеноводородов в воде образуются
сильные галогеноводородные кислоты.
В ряду HF - HCl - HBr - HI кислотные свойства возрастают, так как в этом
ряду падает прочность связи молекул НГ вследствие увеличения атомного
радиуса галогенов. Фтороводородная кислота является слабой. Указанная
аномалия обусловлена
большей прочностью связи и способностью HF
образовывать ассоциации типа (HF)n, где n может быть равно 4.
Различная
восстановительная
активность
галогеноводородов
обуславливает различное взаимодействие их с концентрированной серной
кислотой:
F- и Cl- - слабые восстановители и поэтому фториды и хлориды с серной
кислотой вступают в реакции обмена:
2 KF + H2SO4 = K2SO4 + 2 HF
2 KCl + H2SO4 = K2SO4 + 2 HCl
Br- и I- - сильные восстановители, они окисляются концентрированной
серной кислотой до свободных Br2 и I2:
2 KBr + 2 H2SO4 = K2SO4 + Br2 + SO2 + 2 H2O
8 KI + 5 H2SO4 = 4 K2SO4 + 4 I2 + H2S + 4 H2O
Галогены соединяются почти со всеми металлами, образуя галогениды
металлов. В галогенидах щелочных и щелочноземельных металлов связи
ионные. По мере уменьшения активности металлов связи в галогенидах
становятся менее ионными и всё более ковалентными.
Характер их меняется от типичных солей (NaCl) до кислотообразующих
соединений (SnCl4, PCl5).
Лабораторная работа №15
Все опыты проводить в вытяжном шкафу, так как все галогены и
галогеноводороды очень ядовиты!
Опыт 1. Получение галогенов.
а) получение хлора.
В 2 пробирки раздельно внести по 2-3 кристаллика KMnO4 и K2Cr2O7. В
обе пробирки добавить по 2-3 капли концентрированной HCl. Вторую пробирку
подогреть. Наблюдать выделение хлора.
Написать уравнения протекающих реакций, учитывая, что K2Cr2O7
переходит в Cr(III), а KMnO4 - в хлорид марганца (II). Указать окислитель и
восстановитель.
б) Получение брома и йода.
В 2 пробирки внести: в одну - 2-3 кристаллика бромида калия и 1-2
микрошпателя диоксида марганца, в другую – 2-3 кристаллика иодида натрия и
1-2 микрошпателя диоксида марганца. В каждую пробирку добавить по 2-3
капли концентрированной H2SO4. Отметить выделение Br2 и I2 в газообразном
состоянии. Написать уравнения протекающих реакций, учитывая, что MnO2
переходит в MnSO4.
Опыт 2. Окислительные свойства галогенов и их сравнительная
активность.
а) Окислительные свойства галогенов.
В три пробирки внести по 3-5 капель хлорной , бромной и иодной воды.
Добавить к хлорной воде несколько капель сероводородной воды до
появления мути. К бромной и иодной воде добавить порошок магния.
Перемешать растворы стеклянной палочкой и отметить их обесцвечивание.
Написать уравнения протекающих реакций.
б) Сравнение окислительных свойств галогенов.
В одну пробирку внести 3-5 капель раствора NaBr, а в две другие - по 3-5
капель раствора KI. Во все три пробирки добавить по 2-3 капли органического
растворителя.
В пробирки с раствором бромида и иодида натрия внести по 3-4 капли
хлорной воды, а в пробирку с раствором иодида натрия - столько же бромной
воды. По окраске полученного слоя органического растворителя установить,
какой галоген выделяется в свободном виде в каждой из пробирок.
Написать уравнения реакций. Расположить галогены в ряд по убыли их
окислительной активности.
в) Окисление сульфата железа (II).
В две пробирки раздельно внести по 3-5 капель бромной и иодной воды.
Добавить в каждую из пробирок по 1-2 кристаллика сульфата железа (II). Что
наблюдается? Написать уравнение протекающей реакции.
Опыт 3. Восстановительные свойства галогеноводородов.
а) Восстановление серной кислоты галогеноводородами.
В три пробирки раздельно внести по 2-3 микрошпателя хлорида, бромида
и иодида калия и по 2-3 капли концентрированной серной кислоты. Наблюдать
в начале реакции выделение белого дыма в каждой пробирке.
Отметить последующее появление
бурых паров брома и иода в
соответствующих пробирках. По запаху определить выделение диоксида серы
во второй пробирке и сероводорода - в третьей. Написать уравнения реакции.
б) Восстановление дихромата калия.
В три пробирки внести по 2-4 капли дихромата калия, подкисленного 2н
серной кислотой ( 1-2 капли). Добавить по 2-3 капли в первую пробирку
раствора иодида калия, во вторую - столько же какого либо бромида и в третью
- хлорида натрия. Растворы перемешать чистой стеклянной палочкой.
В каком случае восстановление дихромата не произошло? Написать
уравнения реакций, учитывая, что дихромат калия переходит в сульфат хрома
(III) зеленого цвета.
в) Восстановление хлорида железа (III).
Проделать опыт, аналогичный опыту 3б, заменив раствор дихромата
калия раствором хлорида железа (III). Что наблюдается?
В каком случае произошло восстановление FeCl3 и окисление галогена?
Как изменяется восстановительная способность галогенид-ионов? Расположить
их в ряд по возрастающей восстановительной активности.
Опыт 4. Характерные реакции на ионы галогенов.
Образование осадков AgCl, AgBr и AgI является характерной реакцией на
ионы галогенов. Получить указанные вещества реакцией обмена. Необходимые
растворы соответствующих солей брать в количестве 4-5 капель. К полученным
осадкам добавить по 2-3 капли 2н раствора азотной кислоты. Наблюдается ли
их растворение?
Написать уравнения реакций обмена в молекулярной и ионной форме,
отметить цвет полученных осадков и результат действия на них азотной
кислоты.
Контрольные вопросы:
1. Какие степени окисления характерны для атомов галогенов? Почему
для фтора не характерны положительные степени окисления?
2. Как объяснить разное агрегатное состояние галогенов при стандартных
условиях и наблюдаемую закономерность в изменении температур кипения и
плавления при переходе от фтора к астату? Чем объяснить, что галогены лучше
растворимы в органических растворителях, чем в воде?
3. Как изменяется окислительная способность галогенов в ряду: фтор –
астат? Могут ли они проявлять восстановительные свойства?
4. Какие химические реакции могут протекать, если через раствор
бромида натрия пропустить газообразный фтор? Написать уравнения реакций.
5. Как и почему изменяется восстановительная способность в ряду
галогеноводородов? Можно ли использовать фтороводород в качестве
восстановителя?
6. Написать уравнения реакций взаимодействия кристаллических NaF,
NaCl, NaBr, NaI с концентрированной серной кислотой и объяснить причину
различия в характере протекающих при этом процессов.
7. Какие химические реакции лежат в основе промышленных и
лабораторных методов получения фтороводорода? Из какого материала
изготавливается аппаратура для его получения?
8. Написать уравнения реакций галогенов а) с водой; б) с водным
раствором гидроксида натрия при комнатной температуре и при нагревании.
9. Сравнить устойчивость, кислотные и окислительные свойства в ряду
кислот: HClO – HClO2 – HClO3 – HClO4.
10. Сравнить гидролизуемость солей в рядах: а) KClO – KClO2 – KClO3 –
KClO4; б) KClO – KBrO – KIO.
11. Действием каких галогенов можно вытеснить бром а) из раствора
бромида калия; б) из раствора бромата калия? Написать уравнения реакций.
12. При пропускании хлора через раствор иодида калия раствор желтеет,
а затем обесцвечивается. Написать уравнения протекающих реакций.
13. Написать уравнения реакций получения хлороводорода тремя
различными способами. Какая из приведенных реакций не применима для
получения бромоводорода и иодоводорода? Почему?
14. Составить формулы известных оксидов хлора и написать уравнения
реакций их взаимодействия с водой.
15. Как получают фтор в промышленных условиях? Можно ли получить
фтор в водной среде?
16. Сравнить кислотные свойства в ряду: HF –HCl – HBr – HI. Какова
реакция среды в водных растворах а) бромида калия; б) бромида аммония; в)
фторида калия.
17. Как получить хлорную известь, исходя из карбоната кальция, хлорида
натрия и воды? Написать уравнения соответствующих реакций. Какие при этом
получаются побочные продукты?
18. Как получают хлорат калия в промышленных и в лабораторных
условиях? Написать уравнения реакций.
19. С какими из перечисленных веществ взаимодействует
бромоводород:а) гидроксид кальция; б) магний; в) хлорат калия? Написать
уравнения протекающих реакций.
20. Составить уравнения реакций: а)NaCl + KClO3 + H2SO4;
б) NaCrO2 + Br2 + NaOH ; в) I2 + HNO3(конц.).
Библиографический список
1. Глинка Н.Л. Общая химия – Л.: Химия, 1988 – 727 с.
2. Фролов В.В. Химия – М.: Высшая школа, 1986 – 543 с.
3. Князев А.А., Смарыгин С.Н. Неорганическая химия –М.: Высшая
школа, 1990 – 430 с.
4. Курс общей химии./ Под ред. Н.В. Коровина - М.: Высшая школа,
1990 – 446 с.
5. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. - М.: Высшая школа,
1998 – 743с.
6. Угай Я.А. Неорганическая химия. – М.: Высшая школа, 1997 – 432с.
7. Хьюи Дж. Неорганическая химия. – М : Химия, 1987 – 696с.
8. Лидин Р.А., Андреева Л.Л., Молочко В.А. Справочник по
неорганической химии – М.: Химия, 1987 – 320с.
9. Рабинович В.А., Хавин З.Я. Краткий химический справочник – Л.:
Химия, 1991 – 432 с.
Содержание
Введение
1. Химия металлов.
1.1 Щелочные металлы.
1.2. Металлы IIA подгруппы.
1.3. Алюминий.
1.4. Олово, свинец.
1.5. Цинк, кадмий, ртуть.
1.6. Медь, серебро.
1.7. Титан, ванадий.
1.8. Хром.
1.9.Марганец.
1.10 Железо, кобальт, никель
2. Химия неметаллов.
2.1. Бор.
2.2. Углерод, кремний.
2.3. Азот, фосфор.
2.4. Сера.
2.5. Галогены.
Библиографический список
с.
3
6
6
9
14
17
22
26
34
39
46
52
59
59
62
68
76
85
91