Хімія d-елементів

Размещено на http://www.allbest.ru/

Міністерство освіти і науки України

ДВНЗ "Криворізький національний університет"

Кафедра хімії

МЕТОДИЧНІ ВКАЗІВКИ

до виконання лабораторної та самостійної роботи з теми

"Хімія d-елементів"

для студентів І курсу всіх спеціальностей (денної та заочної форм навчання)

Укладачі: канд. хім. наук, доц. Часова Е. В.,

канд. біол. наук, доц. Івчук В. В.

Кривий Ріг

2014



Зміст

1. Теоретична частина

1.1 Загальна характеристика d-елементів

1.2 Загальна характеристика елементів VIII В групи

1.3 Загальна характеристика елементів І В та ІІ В груп

1.4 Загальна характеристика елементів VI В групи

2. Експериментальна частина

2.1 Характерні реакції на іони Fe2+ і Fe3+

2.2 Гідроксиди кобальту (ІІ) і нікелю (ІІ)

2.3 Комплексні сполуки кобальту та нікелю

2.4 Хімічні властивості сполук цинку та кадмію

2.5 Отримання гідроксиду міді (ІІ) і дослідження його властивостей

2.6 Отримання малорозчинних солей міді (ІІ).

2.7 Відновлювальні властивості сполук марганцю (ІІ)

2.8 Окисно-відновні властивості сполук марганцю (VI)

2.9 Окиснювальні властивості сполук марганцю (VII)

2.10 Хромати та дихромати

3. Питання для самоконтролю

4. Задачі і вправи для самостійної роботи

Список рекомендованої літератури



1. Теоретична частина

1.1 Загальна характеристика d-елементів

d-Елементами періодичної системи Д. І. Менделєєва називають елементи, в атомах яких валентними електронами є електрони зовнішнього ns- та передостаннього (n-1) d-підрівня. Вони складають І В - VII B групи. d-Елементи називають також перехідними, оскільки вони розташовані в періодичній системі у великих періодах між s- та p-елементами.

На фізичні та хімічні властивості d-елементів суттєво впливають особливості їх електронної будови. З одного боку, (n-1) d-підрівень в міру заповнення електронами сприяє екрануванню зовнішніх ns-електронів, що мусить послабити їх зв'язок з ядром, з іншого - зростання кількості електронів на передостанньому рівні приводить до зменшення атомних радіусів. Це явище, яке має назву d-стискання, переважає, тому, хоча d-елементи і мають металічні властивості, вони менш виражені, ніж у s- та p-металів. менделєєв сполука кобальт нікель

Зверху вниз у групах спостерігають зростання атомних радіусів при переході від 3d- до 4d-елементів і зменшення від 4d- до 5d-елементів. Зменшення атомних радіусів 5d-елементів обумовлено лантаноїдним стисканням і приводить до збільшення енергії іонізації Au та Hg у порівнянні з Ag та Cd і відповідно до зменшення їх металічних властивостей.

1.2 Загальна характеристика елементів VIII В групи

VIII В група періодичної системи є особливою. На відміну від інших груп вона містить по три елементи у кожному періоді. Це метали, які, по-перше, не мають типових аналогів, а, по-друге, не утворюють сполук, ступінь окиснення в яких відповідав би повному числу валентних електронів, а саме - восьми.

До складу VIII В групи входять дев'ять d-елементів, що об'єднуються у тріаду (родину) Феруму Fe, Co, Ni та платинові метали, які містять всі інші елементи групи.

Найбільше значення мають метали родини заліза. Зовнішні електрони їх ізольованих атомів мають однакову будову 4s2. При збільшенні заряду ядра атома у цих елементів добудовується 3d-підрівень, ступінь заповнення якого майже не впливає на розміри атомів та іонів.

Фізичні властивості простих речовин

У компактному кристалічному стані залізо, кобальт і нікель - це сріблясто-білі метали, стійкі на повітрі внаслідок утворення захисної оксидної плівки. У дрібнодисперсному стані ці метали пірофорні - самозаймаються на повітрі.

Метали родини заліза схожі за властивостями. Всі ці метали мають велику міцність, пластичність, ковкість. Всі три метали - феромагнетики, вони притягуються магнітом.

На механічні та фізико-хімічні властивості Fe, Co і Ni значний вплив мають домішки інших елементів. Тому при розгляді їх хімічних властивостей мають на увазі властивості чистих металів.

Хімічні властивості металів родини Феруму

Атом Fe - валентні електрони …3d64s2, ступені окиснення +2, +3 (+6 - рідко). Атом Co - валентні електрони …3d74s2, ступені окиснення +2, +3 (+4 - рідко). Атом Ni - валентні електрони …3d84s2, найбільш характерна ступінь окиснення +2 (+3 - нестійка).

Катіони Fe2+ та Fe3+ - активні комплексоутворювачі з координаційним числом 6. В якості лігандів можуть бути: органічні сполуки (білки), CN-, NH3, CO.

Катіони Co2+, Co3+, Ni2+ теж можуть бути комплексоутворювачами. Координаційне число 6. Причому більш стійкі комплексні сполуки кобальту (ІІІ). Лігандами частіше можуть бути: H2O, NH3, CN-, NO2-, CO.

Під час нагрівання метали родини Феруму здатні безпосередньо сполучатися з сіркою, галогенами, киснем, фосфором. Сухий хлор із залізом не взаємодіє, тому його зберігають у стальних балонах. За наявності вологи метали родини Феруму енергійно взаємодіють з хлором:

З сіркою залізо, кобальт і нікель утворюють сульфіди MeS, що мають чорне забарвлення.

У водному середовищі метали родини Феруму майже не кородують. Найстійкіший проти корозії - нікель. Стійкість заліза проти корозії залежить від ступеня його чистоти. Залізо з високим ступенем чистоти не піддається корозії. Технічне залізо у вологому повітрі легко окиснюється і вкривається іржею.

У електрохімічному ряді напруг залізо, кобальт та нікель розташовані ліворуч від водню (між Zn та Sn), тобто це метали середньої хімічної активності.

Вони легко взаємодіють з розчинами кислот, в яких гідроген виступає окисником, з виділенням водню:

Концентровані H2SO4 та HNO3 пасивують поверхню металів, що дає змогу зберігати і перевозити ці кислоти у залізній тарі.

При нагріванні у концентрованій сульфатній кислоті, залізо розчиняється і утворює сполуки зі ступенем окиснення +3:

Розведена та помірно концентрована нітратна кислота розчиняє залізо:

Концентрована HNO3 пасивує залізо.

Залізо, кобальт і особливо нікель належать до небагатьох металів, стійких до розчинів і розплавів лугів.

Чисті метали в компактному стані при кімнатній температурі стійкі по відношенню до води, але у вологому повітрі в нейтральному середовищі відбуваються реакції:

Внаслідок корозії щорічно втрачається до 20 % отриманого заліза.

Сполуки феруму (ІІ)

Найбільш важливими сполуками феруму (ІІ) є його солі.

Солі феруму (ІІ) одержують дією на метал розчинами кислот, в яких водень виступає в ролі окисника або розбавлених розчинів кислот, в яких окисником виступає неметал у вищому ступені окиснення. При випарюванні з водних розчинів зазвичай утворюється кристалогідрати зеленого кольору, наприклад: FeSO4·7H2O, Fe(ClO4)2·6H2O, Fe(NO3)2·6H2O, (NH4)2Fe(SO4)2·6H2O (сіль Мора). Сіль Мора найстійкіша на повітрі.

Оксид феруму (ІІ) FeO - кристалічна сполука чорного кольору, нерозчинна у воді. Оксид Fe (II) одержують відновленням оксиду (ІІ, ІІІ) оксидом карбону (ІІ):

Оксид заліза (ІІ) - основний оксид, який легко реагує з кислотами, при цьому утворюються солі феруму (ІІ):

Гідроксид феруму (ІІ) Fe(OH)2 - порошок білого кольору з зеленуватим відтінком, нерозчинний у воді. Це основа середньої сили, яка має ознаки амфотерності. Сполуки Fe (II) -є сильними відновниками. Так, наприклад Fe(ОН)2 на повітрі швидко змінює колір - буріє. Зміна кольору обумовлена окисненням Fe(OH)2 у Fe(OH)3 киснем повітря:

Сполуки феруму (ІІІ)

Сполуки феруму (ІІІ) одержують дією окисників на металічне залізо або окисненням сполук феруму (ІІ).

Найбільш поширеними сполуками феруму (ІІІ) є: Fe2O3, гідрат оксиду Fe2O3·х·Н2О; солі FeCl3·6H2O, Fe2(SO4)3·10H2O, Fe(NO3)3·9H2O, NH4Fe(SO4)2·12H2O - ферум-амонійні галуни.

Сполуки Fe (ІІІ) мають окисні властивості: .

Оксид Fe (ІІІ) - червоно-коричневого кольору.

Гідроксид Fe (III) одержують дією лугу на розчини солей феруму (ІІІ):

Гідроксид феруму (ІІІ) - слабка основа. Але в зв'язку з тим, що аніонні комплекси Fe(III) стійкіші і легше утворюються, ніж аналогічні комплекси Fe(II), свіжоприготований Fe(OH)3 розчиняється у концентрованих лугах, виявляючи тим самим амфотерні властивості:

При сплавленні Fe2O3 або Fe(OH)3 з лугами чи карбонатами лужних металів утворюються ферити:

Дією води ферити повністю гідролізуються:

Солі феруму (ІІІ). У водному розчині солі феруму (ІІІ) утворюють гексааквакомплекс червоно-бурого кольору. Інтенсивність забарвлення змінюється в залежності від ступеня гідролізу.

Солі феруму (ІІІ) гідролізовані сильніше, ніж солі феруму (ІІ). По-перше, це пов'язано з тим, що гідроксид феруму (ІІІ), якому відповідає сіль, є більш слабкою основою, ніж Fe(OH)2, а значить його сіль сильніше гідролізується, по-друге, катіон Fe3+ сильніше поляризує молекули води, що його оточують, ніж катіон Fe2+.

Внаслідок гідролізу водні розчини солей Fe(III) мають сильно кислу реакцію.

Механізм гідролізу солей феруму (ІІІ) - дуже складний. Тільки у сильно кислих розчинах (pH < 1) гідроліз солей феруму (ІІІ) пригнічується. Додаванням лугу чи тривалим кип'ятінням водних розчинів гідроліз можна довести до кінця.

Внаслідок полімеризації продуктів гідролізу утворюються багатоядерні комплекси, які виділяються з розчинів у вигляді червоно-коричневої колоїдної маси, якій відповідає формула Fe2O3·х Н2О.

Катіони Fe2+ та Fe3+ це активні комплексоутворювачі. Координаційні числа Fe (ІІ) та Fe (ІІІ) дорівнюють 6, рідше - 4. У якості лігандів виступають: органічні сполуки (наприклад білки), CN-, SCN-, NH3, H2O, CO.

Хімічні властивості сполук феруму (VI). На відміну від кобальту та нікелю, для феруму відомі сполуки зі ступенем окиснення +6.

Це головним чином солі гіпотетичної залізної кислоти H2FeO4 - ферати складу .

Існує декілька способів їх одержання. Оскільки іон досить стійкий тільки у лужних розчинах, а в нейтральному чи кислому середовищі розкладається, одержання ферату натрію або калію відбувається у лужному середовищі окисненням сполук феруму (ІІІ) хлором чи бромом:

,

або внаслідок сплавлення твердих реагентів:

.



Ферати - це червоно-фіолетові кристалічні речовини. Вони мають сильні окиснювальні властивості, які перевершують такий сильний окисник, як перманганат калію:

.

Важливі сполуки кобальту та нікелю. Для кобальту та нікелю найбільш характерний ступінь окиснення +2. Головними представниками цього ряду сполук є: оксиди CoO і NiO, відповідні їм гідроксиди Co(OH)2 і Ni(OH)2 та солі типу CoCl2, Co(NO3)2, CoSO4, NiCl2, NiSO4.

Оксиди кобальту (ІІ) CoO (сіро-зелені кристали) та нікелю (ІІ) NiO (зелені кристали) одержують взаємодією простих речовин або термічним розкладом гідроксидів Co(OH)2 і Ni(OH)2, наприклад:

У зв'язку з тим, що оксиди кобальту (ІІ) і нікелю (ІІ) малорозчинні у воді, відповідні їм гідроксиди утворюються дією лугів на розчини їх солей:

Похідні кобальту (ІІІ) та нікелю (ІІІ) одержують із сполук Co (ІІ) і Ni (ІІ). Так, гідроксид кобальту (ІІІ) утворюється при окисненні Co(OH)2 пероксидом гідрогену:

Гідроксид нікелю (ІІ) можна окиснити лише такими сильними окисниками, як Br2 чи KBrO:

Гідроксиди Co(OH)3 та Ni(OH)3 мають сильні окиснювальні властивості.

1.3 Загальна характеристика елементів І В та ІІ В груп

До елементів І В групи періодичної системи належать купрум Cu, арґентум Ag та аурум Au. Хоча усі вони є передостанніми d-елементами у своєму періоді, їх атоми містять на d-підрівні не 9, а 10 електронів. Їх загальна електронна формула валентного рівня (n-1)d10 ns1.

Подібно до елементів І А групи купрум, арґентум та аурум мають по одному електрону на s-підрівні зовнішнього шару, але вони мало схожі на лужні метали.

Мала хімічна активність елементів підгрупи купруму пояснюється ефектом проникнення зовнішнього ns-електрона під екран (n-1)d10-оболонки. Внаслідок цього, порівняно з лужними металами, вони характеризуються набагато більшим значенням першого потенціалу іонізації, відносної електронегативності.

Значення енергії іонізації (еВ) для елементів І А та І В груп

Li (5,39)	Na (5,14)	K (4,34)	Rb (4,18)	Cs (3,89)
Cu (7,73)		Ag (7,58)		Au (9,23)

Завдяки наявності одного s-електрона у зовнішньому шарі ці елементи мають характерний ступінь окиснення +1. У зв'язку з тим, що відносно легко відбувається збудження та перехід електронів із d- на s-підрівень, елементи підгрупи купруму можуть утворювати сполуки у ступенях окиснення +2 та +3.

Для арґентуму найбільш характерний ступень окиснення +1, для купруму +2, для ауруму +3. Усі вони мають яскраво виражену здатність до комплексоутворення. Як і для більшості d-елементів, із збільшенням ступеня окиснення тенденція до утворення аніонних комплексів зростає. Залежно від ступеня окиснення елементів їх координаційні числа у комплексних сполуках змінюється від 2 до 6.

До ІІ В групи періодичної системи належать цинк Zn, кадмій Cd та меркурій Hg. Усі елементи підгрупи цинку є електронними аналогами та останніми d-елементами відповідних періодів. Електронна конфігурація їх валентних електронів ns2 (n-1)d10. Така електронна конфігурація свідчить про те, що на зовнішньому енергетичному рівні цинк, кадмій та меркурій мають по 2s-електрони, як і елементи ІІ А групи. Однак елементи ІІ В групи мало схожі на лужноземельні метали. Це зумовлено наявністю у них на передостанньому рівні десяти d-електронів, які відсутні у елементів ІІ А групи.

У цинку, кадмію та меркурію радіуси атомів менші, а енергія іонізації вища ніж у металів ІІ А групи. У порівнянні з лужноземельними металами ці елементи мають значно меншу відповідну активність, яка зменшується при переході від цинку до меркурію.

Передостанній електронний рівень атомів цинку, кадмію та меркурію, на відміну від елементів І В групи, є досить стабільними. Тому в утворенні хімічного зв'язку приймають участь лише s-електрони зовнішнього енергетичного рівня.

Цинк, кадмій та меркурій у сполуках виявляють ступінь окиснення +2, але меркурій може утворювати сполуку із ступенем окиснення +1. Мова йде про радикал [Hg2]2+, в якому атоми меркурію зв'язані між собою ковалентним зв'язком - Hg - Hg - . Як показали дослідження, одновалентного меркурію не існує.

За фізичними і особливо за хімічними властивостями ртуть дуже відрізняється від цинку та кадмію.

1.4 Загальна характеристика елементів VI В групи

До d-елементів VI B групи періодичної системи відносяться хром Cr, молібден Mo та вольфрам W. В їх атомах добудовуються (n-1) d-підрівні. У зв'язку з тим, що електронна конфігурація d5, яка відповідає наполовину заповненому d-підрівню, є стійкою, d-елементи відповідних періодів прагнуть досягти цього стабільного d5-стану. У хрому і молібдену спостерігають проскок одного електрону з ns- на (n-1) d-підрівень. У вольфраму під зовнішнім ns- та передзовнішнім (n-1) d-підрівнями, на яких містяться валентні електрони, знаходиться завершений 4f14-підрівень. Цей підрівень стабілізує стан атомів без проскоку електрону.

На відміну від р-елементів у d-елементів не спостерігається закономірної зміни енергії іонізації. Так у ряді Cr-Mo-W збільшується перший потенціал іонізації, що зумовлює послаблення металічних властивостей від хрому до вольфраму. Атомні та іонні радіуси молібдену і вольфраму близькі внаслідок лантаноїдного стиску тому вони схожі за фізичними та хімічними властивостями, але істотно відрізняються від хрому.

Згідно з номером групи, в багатьох своїх сполуках хром, молібден та вольфрам знаходяться у ступені окиснення +6, який особливо типовий для молібдену та вольфраму. Крім ступеня окиснення +6, хром має стійкі сполуки у ступені окиснення +2 та +3.

Як і інші d-елементи, хром, молібден та вольфрам утворюють комплексні сполуки з координаційним числом 6 (рідше 4). У нижчому ступені окиснення для них більш характерні катіонні комплекси [Cr(H2O)6]2+, на проміжному - катіонні та аніонні [Cr(H2O)6]3+, [Cr(OH)6]3-, а у вищому ступені окиснення - тільки аніонні CrO42-, [MoF6]2



2. Експериментальна частина

2.1 Характерні реакції на іони Fe2+ і Fe3+

Дослід 1. Дія на солі заліза (ІІ) гексацианоферату (ІІІ) калію.

До розчину солі Мора у пробірці додати 1 краплю розчину гексацианоферату (ІІІ) калію (червоної кров'яної солі K3[Fe(CN)6]). Відмітити колір осаду, що утворився ("турнбулева синь"), вказати хімічну назву. Дана реакція є характерною на іон Fe2+:

Написати рівняння реакції в іонному вигляді.

Дослід 2. Дія на солі заліза (ІІІ) гексацианоферату (ІІ) калію

Помістити у пробірку 2-3 краплі розчину хлориду заліза (ІІІ) і додати 1 краплю розчину гексацианоферату (ІІ) калію (жовтої кров'яної солі K4[Fe(CN)6]). Що спостерігається? Відмітити колір осаду, що утворився ("берлінська лазур"), вказати хімічну назву.

У кристалічній структурі KFe[Fe(CN)6] обидва іони заліза (+2 та +3) знаходяться в октаедричному ціанідному оточенні і кожний ціанід-іон зв'язаний з обома іонами заліза одночасно. Тому, як показали дослідження, "турнбулева синь" та "берлінська лазур" повністю ідентичні KFe[Fe(CN)6].

Дослід 3. Дія тіоціанату (роданіду) на іони Fe2+ і Fe3+

В одну пробірку наливають 1-2 см3 розчину солі Мора, у другу - такий самий об'єм розчину FeCl3. У кожну пробірку додають по 2-3 см3 розчину KSCN. Звертають увагу на забарвлення розчинів, записують рівняння реакцій.

Іони Fe3+ утворюють з розчинами тіоціанату калію або амонію забарвлений у криваво-червоний колір розчин тіоціанату феруму (ІІІ) Fe(SCN)3:

У присутності надлишку тіоціанат-іонів утворюються іони [Fe(SCN)4]- чи [Fe(SCN)6]3-. Ця реакція дуже чутлива і тому забарвлення з'являється при дуже малій концентрації Fe3+.

2.2 Гідроксиди кобальту (ІІ) і нікелю (ІІ)

Дослід 1. Отримання гідроксиду кобальту (ІІ) і його окиснення

У дві пробірки помістити по 2-3 краплі розчину солі кобальту і додавати по краплям розчин лугу; спочатку з'явиться синій осад основної солі, котрий потім стає рожевим, що вказує на утворення гідроксиду кобальту (ІІ). Осад в одній пробірці ретельно перемішують скляною паличкою, а в другу додати 2-3 краплі 3 % - го розчину пероксиду водню. В якій з пробірок спостерігається окиснення гідроксиду кобальту? Написати рівняння реакцій.

Дослід 2. Отримання гідроксиду нікелю (ІІ) і його окиснення

У три пробірки помістити по 2-3 краплі розчину солі нікелю і додавати по краплям розчин лугу до випадіння осаду гідроксиду нікелю (ІІ). У першій пробірці осад ретельно розмішати скляною паличкою, у другу додати 2-3 краплі 3 % - го розчину пероксиду водню. Чи спостерігається зміна кольору осаду? Чи відбувається окиснення гідроксиду нікелю (ІІ) киснем повітря та пероксидом водню? У третю пробірку додати 1 краплю бромної води. Що спостерігається? Написати рівняння реакцій.

2.3 Комплексні сполуки кобальту та нікелю

Дослід 1. Аквакомплекс кобальту (ІІ) і його руйнування

У дві пробірки помістити по 4-5 крапель насиченого розчину солі кобальту (ІІ). В першу пробірку додати 2 краплі концентрованої хлоридної кислоти, у другу пробірку внести невеликий шматочок попередньо прожареного хлориду кальцію. Що спостерігається? В третю пробірку помістити 1 мікрошпатель солі кобальту і 3-4 краплі етилового спирту, відмітити колір отриманого розчину. Додати до розчину 7-8 крапель води до нової зміни забарвлення. Написати скляною паличкою, змоченою розчином CoCl2 з концентрацією СЕ = 0,02 моль/дм3, будь-яке слово на фільтрувальному папері. Підсушивши папір, піднести його до полум'я пальника і злегка підігріти, поки текст не стане видимим. Зверніть увагу на наступне знебарвлення напису при охолодженні. Описати явища, що спостерігаються. Зміна кольору розчину у всіх випадках пояснюється тим, що нестійкий комплексний іон [Co(H2O)6]2+ надає розчину рожеве забарвлення, а елементарний іон Co2+ - синє.

Дослід 2. Отримання комплексного тіоціанату (роданіду) кобальту

Помістити у пробірку 2 краплі насиченого розчину солі кобальту (ІІ) і додати 1-2 шпателю роданіду амонію; врахувати, що при цьому утворюється розчин комплексної солі (NH4)2[Co(SCN)4]. Комплексні іони [Co(SCN)4]2- забарвлені у синій колір, а гідратовані іони [Co(H2O)6]2+ - у рожевий. Відмітити колір отриманого розчину. Розбавити його водою до зникнення забарвлення, додати 2 краплі суміші спирту з ефіром, розмішати розчин скляною паличкою і знову спостерігати зміну забарвлення. Потім у ту ж пробірку приливати дистильовану воду, спостерігаючи поступове змінення забарвлення. Написати: рівняння дисоціації комплексної солі кобальту; рівняння дисоціації комплексного іону; вираз константи нестійкості комплексного іону. Яка роль води та спирту у зміщенні рівноваги дисоціації комплексного іону?

Дослід 3. Отримання амінокомплексів кобальту

До 3-4 крапель розчину солі кобальту (ІІ) прибавляти по краплям 25 % - вий розчин аміаку до випадіння осаду гідроксиду кобальту (ІІ) і його подальшого розчинення внаслідок утворення комплексної сполуки, у якій кобальт має координаційне число 6. Отриманий розчин розділити у дві пробірки. В одній з них ретельно перемішати розчин скляною паличкою до зміни забарвлення внаслідок окиснення отриманої комплексної сполуки кобальту (ІІ) у комплексну сполуку кобальту (ІІІ). Чому амінокомплексний іон Со (ІІ) окиснюється киснем повітря, тоді як аквакомплекс Со (ІІ) вдається окиснити лише пероксидом водню? У другу пробірку додати 2-3 краплі 3 % - го розчину пероксиду водню. Пояснити зміну забарвлення. Потім прилити в обидві пробірки по 2-3 краплі розчину сульфіду амонію. Пояснити, чому випадає осад. Написати рівняння реакцій: а) утворення амінокомплексу кобальту (ІІ); б) його окиснення киснем повітря та пероксидом водню до утворення амінокомплексу кобальту (ІІІ); в) дисоціації отриманих комплексних сполук; г) дисоціації комплексних іонів та вираз константи їх нестійкості; який комплексний іон більш стійкий?; д) взаємодії амінокомплексу кобальту (ІІІ) з сульфідом амонію.

Дослід 4. Отримання нітритокомплексу кобальту

Помістити у пробірку 3-4 краплі насиченого розчину солі кобальту (ІІ) і 1 мікрошпатель кристалічного нітриту калію. Додати 1-2 краплі розчину сульфатної кислоти з концентрацією СЕ = 2 моль/дм3. Який газ виділяється? Через декілька хвилин спостерігати випадіння осаду, відмітити його колір. Написати рівняння реакцій, враховуючи, що нітрит калію у присутності сульфатної кислоти окислює кобальт (ІІ) до кобальт (ІІІ), в результаті чого утворюється нерозчинна комплексна сполука K3[Со(NO2)6]). Записати назву отриманої комплексної сполуки.

Дослід 5. Отримання амінокомплексу нікелю

Один мікрошпатель солі нікелю (ІІ) розчинити у 5 краплях води. Додати 5 крапель 25 % - го розчину аміаку. Як зміниться колір розчину? Додати до розчину 2-3 краплі розчину сульфіду амонію. Що випадає у осад? Написати рівняння реакцій: а) утворення амінокомплексу нікелю (координаційне число нікелю 6); б) дисоціації комплексної сполуки та комплексного іона; в) взаємодії отриманої комплексної сполуки нікелю з сульфідом амонію. Пояснити механізм взаємодії, користуючись константою нестійкості комплексного іону та добутком розчинності.

2.4 Хімічні властивості сполук цинку та кадмію

Дослід 1. Гідроксиди цинку та кадмію і їх властивості

Налити у дві пробірки по 3-4 краплі розчину солі цинку, у дві інші - стільки ж розчину солі кадмію. У кожну пробірку додавати по краплям розчин лугу з концентрацією СЕ = 2 моль/дм3 до появи білих студенистих осадів гідроксидів. Випробувати відношення отриманих гідроксидів до кислот і лугів. Який висновок можна зробити про властивості гідроксидів цинку і кадмію? Написати рівняння реакцій у молекулярній та іонній формі. Пояснити відмінність у властивостях гідроксидів.

Дослід 2. Сульфіди цинку і кадмію

У дві пробірки, в одній з яких міститься 3-4 краплі розчину солі цинку, а в іншій - стільки ж розчину солі кадмію, добавити по 2-3 краплі насиченого розчину сульфіду амонію. Відмітити кольори осадів, що утворились, і додати у кожну пробірку по одній краплі хлоридної кислоти з концентрацією СЕ = 1 моль/дм3. Який з сульфідів більш розчинний у кислоті? Користуючись правилом добутку розчинності, пояснити різну розчинність сульфідів цинку і кадмію у кислоті. Написати рівняння реакцій.



2.5 Отримання гідроксиду міді (ІІ) і дослідження його властивостей

Дослід 1. Отримання гідроксиду міді (ІІ) і розкладання його при нагріванні

Внести у пробірку по 3-4 краплі розчину сульфату міді (ІІ) і розчину лугу з концентрацією СЕ = 2 моль/дм3. Відмітити колір осаду гідроксиду міді (ІІ), що випав. Обережно нагріти пробірку з осадом. Як змінюється колір осаду при нагріванні гідроксиду міді (ІІ) в оксид? Написати рівняння реакцій утворення гідроксиду міді (ІІ) і його розкладання.

Дослід 2. Відношення гідроксиду міді (ІІ) до кислот і лугів

Отримати у двох пробірках гідроксид міді (ІІ). До отриманих осадів прибавити в одну пробірку 5-6 крапель розчину сульфатної кислоти з концентрацією СЕ = 2 моль/дм3, в іншу - стільки ж розчину лугу з концентрацією СЕ = 2 моль/дм3. В якому випадку відбувається розчинення осаду? Який висновок можна зробити з цього досліду про властивості гідроксиду міді (ІІ)?

Примітка. У надлишку концентрованого розчину лугу гідроксид міді (ІІ) розчиняється з утворенням купритів типу Na2[Cu(OH)4]. Однак останні досить нестійкі і при розбавленні розчину розкладаються з виділенням Cu(OH)2. Це вказує, що кислотні властивості гідроксиду міді (ІІ) виражені надзвичайно слабко.

2.6 Отримання малорозчинних солей міді (ІІ).

Дослід 1. Отримання сульфіду міді (ІІ)

У пробірку з розчином сульфату або хлориду міді (ІІ) (2-3 краплі) прибавити стільки ж сірководневої води. Відмітити колір осаду сульфіду міді (ІІ), що випав. Написати у молекулярному та іонному виді рівняння реакції його утворення.

Дослід 2. Отримання основного карбонату міді (ІІ)

У пробірку з розчином сульфату міді (ІІ) (2-3 краплі) прибавити таку ж кількість розчину соди. Спостерігати випадіння зеленого осаду гідроксокарбонату міді (CuOH)2CO3. Чому при взаємодії солей міді з розчином соди не випадає середній карбонат міді? Написати рівняння реакцій взаємодії сульфату міді (ІІ) з содою за участі води.

2.7 Відновлювальні властивості сполук марганцю (ІІ)

Дослід 1. Окиснення солі марганцю (ІІ) бромом

Внести до пробірки 2 краплі розчину сульфату марганцю (ІІ) і 3 краплі розчину гідроксиду натрію з концентрацією СЕ = 2 моль/дм3. До отриманого осаду гідроксиду марганцю додати 5-6 крапель бромної води. Відмітити зміну кольору осаду внаслідок утворення сполуки марганцю (IV). Написати рівняння реакції.

2.8 Окисно-відновні властивості сполук марганцю (VI)

Дослід 1. Реакція диспропорціонування мангану у водному розчині

У пробірку помістити невелику кількість (1 мікрошпатель) Na2MnO4 - манганату натрію і додати до Ѕ його об'єму води. У водному розчині відбувається повільне розкладання манганату, що супроводжується реакцією диспропорціонування:

Методом електронного балансу розставте коефіцієнти. Як буде зміщуватися вказана рівновага при додаванні кислоти? Чому? Перевірити це на досліді, для чого до розчину мангану додати 1-3 краплі розчину оцтової кислоти з концентрацією СЕ = 2 моль/дм3. Спостерігати появу у розчині фіолетово-рожевого забарвлення та бурого осаду.

Записати рівняння реакції диспропорціонування манганату у молекулярному та іонному виді. З якою речовиною реагує добавлена до розчину оцтова кислота? Написати рівняння реакції. У якому середовищі манганат стійкіший?

2.9 Окиснювальні властивості сполук марганцю (VII)

Дослід 1. Вплив рН середовища на характер відновлення перманганату

В залежності від середовища - кислого, нейтрального або лужного - марганець (VII) відновлюється до різних ступенів окиснення. У кислому середовищі іон MnO4- переходить в іон Mn2+, у нейтральному, слаболужному та слабокислому - в MnO2, у сильнолужному за нехватки відновника - в іон MnO42-.

У три пробірки внести по 3-4 краплі розчину перманганату калію. В одну пробірку додати 2 краплі розчину сульфатної кислоти з концентрацією СЕ = 2 моль/дм3, в другу - стільки ж води, в третю - 3-4 краплі розчину лугу з концентрацією СЕ = 2 моль/дм3. До всіх трьох пробірок внести по 1 мікрошпателю кристалічного сульфіту натрію або калію. Відмітити різну зміну початкового забарвлення розчину перманганату у кожному випадку. Чим це обумовлено? Написати рівняння реакцій.

2.10 Хромати та дихромати

Дослід 1. Перехід хромату калію у дихромат

До розчину хромату калію (3-4 краплі) прибавити по краплям розчин сульфатної кислоти з концентрацією СЕ = 2 моль/дм3. Відмітити забарвлення взятого та отриманого розчинів і вказати, якими іонами ці забарвлення обумовлені. Написати рівняння реакції.

Дослід 2. Перехід дихромату калію у хромат

До розчину дихромату калію (3-4 краплі) прибавити по краплям розчин лугу до зміни забарвлення. Написати рівняння реакції. Розібрати зміщення рівноваги:

при додаванні: а) кислоти; б) лугу. Який іон - CrO42- або Cr2O72- - існує у розчинах: при рН < 7, при рН > 7?



3. Питання для самоконтролю

d-Елементи VIII групи

1. Які ступені окиснення характерні для заліза, кобальту та нікелю? Наведіть по два приклади сполук цих елементів у характерних ступенях окиснення та назвіть їх.

2. Як взаємодіють залізо, кобальт та нікель з нітратною, сульфатною та хлоридної кислотами? Як ці метали взаємодіють з водою, з водними розчинами солей?

3. Проаналізуйте реакції гідролізу FeS та FeSO4. Для FeSO4 напишіть рівняння першого ступеня гідролізу.

4. Що більше гідролізується:

а) FeCl3 або FeCl2;

б) FeCl3 або K3[Fe(CN)6];

в) FeCl3 або K3[Fe(ОН)6];

г) FeCl3 або K2FeO4.

5. Як змінюється стійкість до окиснення в ряду Fe (II) - Co (II) - Ni (II)? Як змінюється окиснювальна здатність в ряду Fe (IIІ) - Co (IIІ) - Ni (IIІ)? Охарактеризуйте умови отримання гідроксидів Me(ОН)2 та Me(ОН)3.

6. Напишіть рівняння реакцій, за допомоги яких можна здійснити перетворення:

а)

б)

в)

7. Закінчіть рівняння реакцій:

а)

б)

в)

г)

ґ)

д)

е)

є)

ж)

з)

и)

і)

ї)

й)

8. Наведіть характерні реакції на іони Fe2+ та Fe3+.

d-Елементи І групи

1. Охарактеризуйте будову атомів d-елементів І групи. Яка електронна конфігурація їх передзовнішніх та зовнішніх енергетичних рівнів в основному стані? Які орбіталі в атомах міді, срібла та золота є валентними?

2. Розгляньте зміну атомних радіусів, енергій іонізації, спорідненості до електрону та електронегативності в ряду Cu-Ag. Чому радіус атома міді (Z=29) менше радіусу атома калію (Z=19)? Чому радіуси атомів срібла (Z=47) та золота (Z=79) практично однакові?

3. Які ступені окиснення відомі для атомів елементів, що розглядаються? Які з них найбільш характерні для міді; для срібла; для золота?

4. Оцініть відновлювальні властивості простих речовин. Як вони змінюються в ряду Cu-Au?

5. Які властивості золота дозволяють відносити його до благородних металів? Розгляньте відношення вказаних металів до кисню, галогенів, сірки.

6. Охарактеризуйте відношення міді, срібла та золота до розбавлених та концентрованих розчинів кислот, до розчинів лугів та солей. Напишіть рівняння відновних реакцій, вкажіть умови їх протікання.

7. Які реакції протікають при розчиненні золота у "царській горілці", у концентрованій хлоридній кислоті, яка насичена хлором, у селеновій кислоті?

8. Чим пояснюється утворення зеленого нальоту на мідних виробах та почорніння срібних предметів за тривалого знаходження їх на повітрі? Напишіть рівняння відповідних реакцій.

9. У вигляді яких часток можуть знаходитись у водних розчинах мідь, срібло та золото? Чи характерно для золота (ІІІ) утворення гідратованих катіонів?

10. Порівняйте окиснювальні властивості катіонів Cu2+ та Ag+ у водних розчинах. Який з них відновлюється на катоді при електролізі у першу чергу?

11. Який вплив ступеня окиснення металу на кислотно-основні властивості оксидів та гідроксидів міді та золота? Які з них володіють амфотерними властивостями? У якого гідроксиду - Cu(OH)2 або Au(OH)3 більш сильно виражені кислотні властивості? Яка сполука золота називається "золота кислота"? Напишіть рівняння реакцій, що протікають при розчиненні вказаних гідроксидів у надлишку розчину HCl; у надлишку розчину KOH.

12. Чому вологий оксид срібла (І) зафарбовує фенолфталеїн у рожевий колір?

13. Яке середовище водних розчинів AgNO3, Cu(NO3)2 та K[Au(OH)4]? Напишіть рівняння відповідних реакцій.

14. Закінчіть рівняння реакцій, розставте коефіцієнти:

а)

б)

в)

г)

ґ)

д)

е)

є)

ж)

з)

и)

і)

ї)

й)

к)

л)

м)

н)

о)

п)

15. Напишіть рівняння реакцій, за допомоги яких можна здійснити наступні перетворення:

а)

б)

в)

г) .

d-Елементи ІІ групи

1. Охарактеризуйте будову атомів d-елементів ІІ групи. Які їх електронні конфігурації в основному та збудженому станах? До яких електронних родин можна віднести дані елементи і чому?

2. Проаналізуйте характер зміни атомних радіусів, енергій іонізації, спорідненості до електрона, електронегативності атомів в ряду Zn-Hg. Чим обумовлена немонотонність зміни вказаних атомних характеристик? Чому радіус атома цинку (Z=30) менше атомного радіусу кальцію (Z=20)?

3. Які орбіталі в атомах розглянутих вище елементів можуть приймати участь в утворенні хімічних зв'язків? Які типи зв'язків характерні для Zn, Cd, Hg в їх сполуках?

4. Які значення валентності і які ступені окиснення характерні для вказаних елементів? Як можна пояснити, чому вони не проявляють ступенів окиснення більше +2? Чому дорівнюють валентність та ступінь окиснення ртуті в іонах (Hg2)2+ і (Hg3)2+ ?

5. Як змінюються відновлювальні (металічні) властивості простих речовин в ряду Zn-Hg? Які загальні хімічні властивості цих металів і в чому їх відмінність? Охарактеризуйте відношення металів до води, розчинів кислот, лугів та солей, напишіть рівняння відповідних реакцій.

6. Чому так сильно відрізняються значення стандартних електродних потенціалів міді і цинку, хоча в таблиці періодичної системи елементи Cu і Zn розташовані поруч?

7. Як змінюються кислотно-основні та окисно-відновні властивості оксидів і гідроксидів в ряду Zn-Hg? Напишіть рівняння реакцій, що характеризують амфотерні властивості оксиду та гідроксиду цинку.

8. Як змінюється термічна стійкість оксидів, гідроксидів та солей кисневмісних кислот в ряду Zn-Hg? Напишіть рівняння реакцій, що протікають при додаванні надлишку розчину NaOH до розчину Hg(NO3)2 і до розчину Hg2(NO3)2.

9. Напишіть рівняння реакцій термічного розкладання Hg(NO3)2; Hg2(NO3)2; HgSO4.

10. Напишіть рівняння реакцій взаємодії оксиду ртуті (ІІ) з йодидом калію у водному розчині. Назвіть отриману сполуку.

11. У чому полягає особливість електролітичної дисоціації галогенідів цинку, кадмію та ртуті (ІІ)? Чому електропровідність розчину HgCl2 є досить низькою навіть у розбавлених розчинах?

12. Як і чому змінюється ступінь гідролізу нітратів цинку, кадмію та ртуті (ІІ) у розчинах з їх однаковими концентраціями? Чому при приготуванні розчину Hg(NO3)2 рекомендується вносити сіль у заздалегідь підкислену воду? Напишіть рівняння відповідних реакцій гідролізу.

13. Закінчити рівняння реакцій, розставити коефіцієнти:

а)

б)

в)

г)

ґ)

д)

е)

є)

ж)

з)

и)

і)

ї)

й)

к)

л)

м)

н)

о)

п)

р)

с)

14. Напишіть рівняння реакцій, за допомоги яких можна здійснити наступні перетворення:

а)

б)

в)

г) .

d-елементи VII групи

1. Які ступені окиснення характерні для d-елементів VII групи? Наведіть по два приклади сполук цих елементів у характерних ступенях окиснення і назвіть їх.

2. Наведіть приклади катіонної та аніонної форм сполук марганцю (ІІІ) та марганцю (IV).

3. Напишіть рівняння реакцій, в яких сполуки марганцю проявляють: а) окиснювальні; б) відновлювальні властивості; в) окиснювальні та відновлювальні одночасно. Які сполуки марганцю можуть проявляти окиснювально-відновлювальну подвійність?

4.Охарактеризуйте положення Mn, Tc, Re в ряду напруг та їх відношення до води, кислот, лугів.

5. Проаналізуйте кислотно-основні властивості гідроксидів (оксидів) марганцю (ІІ, IV, VII).

6. Розгляньте окиснювальні властивості KMnO4 у різних середовищах. Що представляють собою продукти відновлення KMnO4 у кислих, нейтральних та лужних середовищах? Як змінюється забарвлення розчинів в процесі відновлення KMnO4?

7. Охарактеризуйте взаємодію хлоридної кислоти з оксидами марганцю MnO, MnO2, Mn2O7.

8. Що більше гідролізується:

а) MnCl2 або MnCl4;

б) K2MnO4 або KMnO4.

9. Напишіть рівняння реакцій, за допомоги яких можна здійснити перетворення:

а)

б)

в) .

10. Закінчіть рівняння реакцій, вкажіть окисник, відновник і тип окисно-відновної реакції:

а)

б)

в)

г)

ґ)

д)

е)

є)

ж)

з)

и)

d-елементи VI групи

1. Які ступені окиснення характерні для d-елементів VI групи? Наведіть по два приклади сполук цих елементів у характерних ступенях окиснення та назвіть їх.

2. Порівняйте електронну структуру атомів хрому та сірки. Які ступені окиснення реалізуються для цих елементів? У якій ступені окиснення ці елементи проявляють схожість у властивостях?

3. Які оксиди утворюються при прожарюванні хрому, молібдену та вольфраму на повітрі?

4. Охарактеризуйте відношення хрому, молібдену та вольфраму до води, кислот та лугів. Чому хром не розчиняється у воді, хоча ?

5. Як змінюються кислотно-основні властивості оксидів в ряду CrO-CrO3? Наведіть реакції, що вказують на амфотерність гідроксиду хрому (ІІІ). Як взаємодіють оксиди хрому (ІІ, ІІІ, VI) з хлоридною та сульфатною кислотами?

6. Як змінюються властивості в ряду H2CrO4-H2WO4?

7. Напишіть рівняння гідролізу Cr2(SO4)3 за першою та другою ступенями. Яких умов необхідно дотримуватись при приготуванні розчинів солей Cr3+, щоб зменшити гідроліз за катіоном? Чи можливо отримати у водних розчинах Cr2S3?

8. Напишіть рівняння реакцій, за допомоги яких можна здійснити перетворення:

а) ;

б) ;

в) .

9. Закінчіть рівняння відповідних реакцій:

а)

б)

в)

г)

ґ)

д)

е)

є)

ж)

з)

и)

і)



4. Задачі і вправи для самостійної роботи

Загальна характеристика d-елементів

1. Порівняйте зміну атомних радіусів, енергії іонізації та електронегативності елементів у головних та побічних підгрупах.

2. Чим пояснюється близькість атомних радіусів d-елементів V періоду та d-елементів VI періоду однієї групи?

3. Розгляньте особливості зміни основних характеристики атома для d-елементів ІІІ групи.

4. Чому більшість з d-елементів проявляють перемінну ступінь окиснення? Які з d-елементів проявляють постійну ступінь окиснення?

5. Як змінюється стійкість та окиснювальні властивості сполук d-елементів у вищих ступенях окиснення у підгрупах?

6. Розгляньте особливості хімії d-елементів у порівнянні з хімією s- та p-елементів.

7. Як змінюються кислотно-основні властивості гідроксидів одного й того ж d-елемента в залежності від ступеня окиснення?

8. Як змінюються кислотні властивості кислот d-елементів V-VIII груп у вищих ступенях окиснення?

9. Чим обумовлена висока схильність до комплексоутворення у d-елементів? Для яких з d-елементів вона проявляється у найбільшій (найменшій) мірі?

10. Які (катіонні або аніонні) форми більш характерні для d-елементів:

а) у нижчих ступенях окиснення;

б) у вищих ступенях окиснення?

Розв'яжіть задачі:

1. Визначте кількість суміші заліза з його сульфідом, при обробці якого розбавленою кислотою отримали газ об'ємом 3,984 дм3 (н. у.) з густиною за гелієм 2,6. Яка сіль і якої маси утворюється, якщо отриману газову суміш пропустити через розчин гідроксиду натрію масою 50 г з масовою часткою 4 %?

2. Суміш сірки та заліза масами 3,2 г і 6,0 г відповідно привели у взаємодію при нагріванні без доступу повітря. Отриманий продукт після розтирання обробили надлишком концентрованого розчину хлоридної кислоти. Який склад та об'єм (н. у.) отриманої в результаті газової суміші?

3. При нагріванні суміші заліза та цинку масами 11,2 г і 26,0 г відповідно з надлишком сірки та наступною обробкою продуктів реакції надлишком розчину хлоридної кислоти виділився газ, котрий пропустили через розчин сульфату міді (ІІ). Розрахуйте об'єм сульфату міді (ІІ) з масовою часткою 10 % (с=1,10 г/см3) витрачений на поглинання газу що утворився.

4. Суміш заліза, алюмінію та міді масою 5,0 г обробили надлишком розчину хлоридної кислоти, при цьому виділився водень об'ємом 1,900 дм3 (н. у.). При дії на цю суміш масою 3,0 г концентрованим розчином NaOH отримали водень об'ємом 0,672 дм3 (н. у.). Визначте склад початкової суміші (щ, %).

5. Визначте масову частку хрому у суміші хромату калію і дихромату калію, в якій масова частка калію дорівнює 35 %.

6. До 25 г 8 % - го розчину хлориду алюмінію прилили 25 г 8 % - го розчину гідроксиду натрію. Осад, що утворився, відфільтрували та прожарили. Визначте його масу та склад.

7. Яку масу галунів KAl(SO4)2·12H2O необхідно додати до 500 г 6 % - го розчину сульфату калію, щоб масова частка останнього збільшилась вдвічі? Найдіть об'єм газу (за н. у.) котрий виділиться при дії на отриманий розчин надлишку сульфіду калію.

8. Напишіть рівняння реакцій, що показують перехід від оксиду заліза (ІІІ) до хлориду заліза (ІІ).

9. Залізну пластину масою 5,2 г тривалий час витримували у розчині, який містить 1,6 г сульфату міді. По закінченню реакції пластину вийняли з розчину та висушили. Чому стала дорівнювати її маса?

10. Напишіть рівняння реакцій, що описують перетворення

а) у кислому;

б) у лужному середовищі.

11. Напишіть повні рівняння реакцій, які відповідають наступній послідовності перетворень:

.

Визначте невідомі речовини.

12. Напишіть повні рівняння реакцій, що відповідають наступній послідовності перетворень:

Визначте невідомі речовини.

13. Напишіть рівняння реакцій, які відповідають наступній схемі (кожна стрілка позначує одну реакцію):



Визначте невідомі речовини.

14. Чому для отримання водню рекомендується обробляти цинк розбавленою хлоридною кислотою, а не сульфатною кислотою?



Список рекомендованої літератури

1. Кириченко В.І. Загальна хімія. - Київ: "Вища школа", 2005.

2. Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. - М.: Высшая школа, 1988.

3. Любимова Н. Б. Вопросы и задачи по общей и неорганической химии. - М.: Высшая школа, 1990.

4. Глинка Н. Л. Задачи и упражнения по общей химии. - Л.: Химия, 1986.

5. Князев Д. А., Смарыгин С. Н. Неорганическая химия. - М.: Высшая школа, 1990.

6. Суворов А. В., Никольский А. Б. Общая химия. - СПб: Химия, 1994.

7. Гузей Л. С. Общая химия. - М.: Изд-во МГУ, 1988.

8. Хомченко Г. П. Неорганическая химия. - М.: Высшая школа, 1987.

Размещено на Allbest.ru