М О С К В А

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