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 Cr₂O₇^2-  Рассмотреть схему процесса обратимого превращения Cr₂O₇^2- в CrO₄^2- 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-, CrO₄^2-, Cr₂O₇^2-

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 являются дихроматы и хромат ионы, а восстановителем – сульфид аммония и сульфит натрия:

а) К₂Cr₂O₇ + 3(NH₄)₂S + H₂O  2Cr(OH)₃ + …

б)Cr₂O₇ ^2- + 3SO₃^2- +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]  Na₂CrO₄^2-  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 моля дихромата натрия с избытком соляной кислоты

Лабораторная работа № 9

Тема: Химические свойства металлов VIIБ подгруппы

Цель работы: изучение химических свойств металлов VIIБ подгруппы и их соединений на примере марганца

Краткая теория: металлы VIIБ подгруппы и их соединения

Марганец

М

25

Mn

марганец

арганец – d – металл VIIБ подгруппы;

электронная формула валентных электронов

марганца … 3d⁵ 4s².

Марганец – твердый хрупкий неблагородный

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 отсутствие 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 им гидроксиды получают косвенным путем. Например, Mn(OH)₂ образуется в виде студнеобразного осадка розового «телесного» цвета действием щелочей на водные растворы солей марганца (II):

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.

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

оксиды:

Mn⁺²O 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. бурый голубой зеленый фиолетовый

основ. слаб. осн. амфотер. слаб. кисл. кисл. сильн. кисл.

усиление кислотных свойств

усиление основных свойств

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

2Na₃MnO₄ + 2H₂O = MnO₂ + Na₂ MnO₄ + 4NaOH

гипоманганат натрия

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 обусловливают разнообразие окислительно- восстановительных свойств соединений марганца.

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.

Диаграмма Латимера для марганца (в кислой среде):

+ 1,51

+0,564 +2,26 +0,95 +1,51 – 1,18

M nO₄^- MnO₄^2- MnO₂ Mn³⁺ Mn²⁺ Mn

+1,70 + 1,23

Диаграмма Латимера для марганца (в щелочной среде):

+0,564 +0,60 +0,15 - 0,25 – 1,55

M nO₄^- MnO₄^2- MnO₂ Mn(OH)₃ Mn(OH)₂ Mn

+0,588 - 0,05

В сильнокислой среде наиболее устойчивы соединения марганца (II). Производные с более высокими степенями окисления марганца (+4,+6,+7) проявляют сильные окислительные свойства.

MnO₂ + 4HCl = MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O

Причем самые сильные окислительные свойства характерны для манганат – иона (⁰_{MnO4 2-/MnО2} = 2,23).

Соединения Mn⁺³ и Mn⁺⁶ в кислой и нейтральной среде неустойчивы и самопроизвольно диспропорционируют:

3 MnO₄^2- + 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 – MnO₄^2-:

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:

MnO₄^1- + 8H⁺ +5e → Mn²⁺ + 4 H₂O (в сильнокислой среде)

фиол. бесцвет.

MnO₄^1- + 4H⁺ +3e → MnO₂ + 2 H₂O (в нейтральной среде)

фиол. бурый

MnO₄^1- +1e → MnO₄^2- (в сильнощелочной среде)

фиол. зелен.

Многие соединения марганца термически неустойчивы. Так, при повышенной температуре перманганат калия ступенчато разлагается с отщеплением кислорода:

2KMnO₄ = K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂

4KMnO₄ = 4MnO₂ + 2K₂O + 3O₂

Вопросы для подготовки к занятию

1. Электронные конфигурации атомов, валентные электроны, степени окисления.

2. Свойства простых веществ – металлов:

- активность металлов, положение в «ряду стандартных окислительно-восстановительных (электродных) потенциалов металлов»;

- взаимодействие с кислородом, галогенами, серой, азотом и другими неметаллами;

- взаимодействие с водой, водными растворами щелочей, водными растворами кислот, окисляющими H⁺ (HF, HCl, HBr, HI, разбавленной H₂SO₄, H₃PO₄, RCOOH и другими);

- взаимодействие с концентрированной H₂SO₄, разбавленной и концентрированной HNO₃.

3. Свойства оксидов и гидроксидов металлов VIIБ подгруппы:

- растворимость, взаимодействие с водой, диссоциация в водном растворе;

- взаимодействие с кислотами и кислотными оксидами;

- взаимодействие с основаниями и основными оксидами при сплавлении и растворами щелочей.

4. Свойства солей металлов VIIБ подгруппы:

- растворимость в воде, гидролиз;

- растворимость в кислотах, щелочах.

5. Комплексные соединения металлов VIIБ подгруппы.

6. Окислительно-восстановительные свойства соединений металлов VIIБ подгруппы.

7. Нахождение в природе и получение простых веществ – металлов.

8. Получение и применение металлов VIIБ подгруппы и их соединений.

Экспериментальная часть

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 концентрированной. 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 концентрированной 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 фиолетово-розовой 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 MnO₄^2- .

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 легкоплавкий (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) 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.

Лабораторная работа № 10

Тема: Химические свойства металлов VIIIБ подгруппы

Цель работы: изучение химических свойств металлов VIIIБ подгруппы и их соединений на примере «семейства железа» (Fe, Co, Ni)

Краткая теория: металлы VIIIБ подгруппы и их соединения

Железо, кобальт, никель

Ж

26

Fe

железо

елезо, кобальт, никель - металлы VIIIБ

подгруппы периодической системы

Д.И.Менделеева. Электронные формулы

валентных слоев этих металлов:

Fe ... 3d⁶4s²

Co ... 3d⁷4s²

Ni ... 3d⁸4s²

У d- элементов VIIIБ 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 (I):

I(Fe) = 16,2 эВ; I(Co) = 17,1 эВ; I(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 + 6HNO_{3 (}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:

M eO Me(OH)₂ ослабление

Me₂O₃ Me(OH)₃ основных свойств

Все они плохо растворимы в воде, но различаются устойчивостью и другими свойствами.

Оксиды и гидроксиды двухвалентных металлов проявляют свойства средних оснований (по 1-й 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

Диаграмма Латимера для триады Fe - Co – Ni:

+2,20 +0,771 -0,4402

F eO₄^3- Fe³⁺ Fe²⁺ Fe

+0,36 -1,5

[Fe(CN)₆]^3- [Fe(CN)₆]^4-

+1,808 -0,277

Co³⁺ Co²⁺ Co

+2,25 -0,250

Ni³⁺ Ni²⁺ Ni

-0,49

[Ni(NH₃)₆]³⁺

Некомплексные соли Со³⁺ и Ni³⁺ не существуют. Таким образом, в ряду Fe³⁺ - Co³⁺ - Ni³⁺ усиливаются окислительные свойства (см. диаграмму).

Fe³⁺ - окислитель средней силы(_Fe³⁺_{/ Fe}²⁺ =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⁺

I I ст. FeOH²⁺ + H₂O Fe (OH)₂⁺ + H⁺

I II 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:

F eO₂^- + H₂O FeO(OH) + OH^-

Для 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

Вопросы для подготовки к занятию

1. Электронные конфигурации атомов, валентные электроны, степени окисления.

2. Свойства простых веществ – металлов:

- активность металлов, положение в «ряду стандартных окислительно-восстановительных (электродных) потенциалов металлов»;

- взаимодействие с кислородом, галогенами, серой, азотом и другими неметаллами;

- взаимодействие с водой, водными растворами щелочей, водными растворами кислот, окисляющими H⁺ (HF, HCl, HBr, HI, разбавленной H₂SO₄, H₃PO₄, RCOOH и другими);

- взаимодействие с концентрированной H₂SO₄, разбавленной и концентрированной HNO₃.

3. Свойства оксидов и гидроксидов металлов VIIIБ подгруппы:

- растворимость, взаимодействие с водой, диссоциация в водном растворе;

- взаимодействие с кислотами и кислотными оксидами;

- взаимодействие соединений Fe с основаниями при сплавлении и растворами щелочей.

4. Свойства солей металлов VIIIБ подгруппы:

- растворимость в воде, гидролиз;

- растворимость в кислотах, щелочах.

5. Комплексные соединения металлов VIIIБ подгруппы.

6. Окислительно-восстановительные свойства соединений металлов VIIIБ подгруппы.

7. Нахождение в природе и получение простых веществ – металлов.

8. Получение и применение металлов VIIIБ подгруппы и их соединений.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Взаимодействие железа с кислотами

В четыре пробирки налить по 5-6 капель кислот: 2н раствора HCl, 2н раствора H₂SO₄, концентрированной H₂SO_4,, 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 оксидов кобальта и никеля

а) Получение оксида кобальта (III)

Поместить в тигель несколько кристаллов нитрата кобальта (II), поставить тигель в фарфоровый треугольник и осторожно нагревать слабым пламенем горелки до полного прекращения выделения газообразных продуктов. После охлаждения тигля перенести порошок в пробирку, добавить 2 - 3 капли концентрированной хлороводородной кислоты (плотность 1,19 г/см³) и определить по запаху, какой газ выделяется.

Составить уравнение реакции разложения нитрата кобальта (II):

Co(NO₃)₂ → Co₂O₃ + NO₂ + O₂

Указать окислитель и восстановитель в этой реакции. Написать уравнение реакции взаимодействия оксида кобальта (III) с концентрированной хлороводородной кислотой. Какие свойства оксида кобальта (III) проявляются в этой реакции? Какой цвет имеет полученный раствор?

б) Получение оксидов никеля

Укрепить открытую стеклянную трубку в штативе горизонтально и поместить в нее 2 микрошпателя нитрата никеля (II). Нагревать трубку в том месте, где находится соль, слабым пламенем горелки. Наблюдать образование черного оксида никеля (III) и убедиться в выделении кислорода по вспыхиванию внесенной в трубку тлеющей лучинки. Нагревать дальше полученный неустойчивый оксид никеля (III) до перехода его в устойчивый серо-зеленый оксид никеля (II). Дать трубке остыть, вытряхнуть из нее оксид никеля (II) на лист бумаги и поместить несколько крупинок в пробирку. Добавить 2 - 3 капли 2н. раствора НСl и слегка подогреть. Что наблюдается?

Написать уравнения реакций:

а) разложения нитрата никеля (II) при нагревании до оксида никеля (III);

б) перехода оксида никеля (Ш) в оксид никеля (II).

Опыт 9. Получение гидроксидов кобальта (II), никеля (II) и изучение их свойств

а) Получение гидроксида кобальта (II) и его окисление

В две пробирки поместить по 2 - 3 капли раствора соли кобальта (II) и добавлять по каплям раствор гидроксида натрия; сначала появляется синий осадок основной соли, который затем становится розовым, что указывает на образование гидроксида кобальта (II). Осадок в одной пробирке тщательно размешать стеклянной палочкой, а в другую прибавить 2-3 капли 3%-ного раствора пероксида водорода. В какой из пробирок наблюдается окисление гидроксида кобальта (II)?

Написать уравнения реакций. Сравнить полученные результаты с результатом опыта по окислению гидроксида железа (II). Какой ион является более сильным восстановителем Co²⁺ или Fe²⁺?

б) Получение гидроксида никеля (II) и его окисление

В три пробирки поместить по 2-3 капли раствора соли никеля(II) и добавить по каплям раствор гидроксида натрия до выпадения осадка гидроксида никеля(II).В первой пробирке осадок тщательно размешать стеклянной палочкой, во вторую добавить 2-3 капли 3% - ного раствора пероксида водорода. Наблюдается ли изменение цвета осадка? Происходит ли окисление гидроксида никеля(II) кислородом воздуха и пероксидом водорода? В третью пробирку прибавить одну каплю бромной воды. Что наблюдается? Ответить на поставленные вопросы. Написать уравнения реакций. Сравнить восстановительные свойства гидроксидов железа, кобальта и никеля в степени окисления +2 по наблюдениям и при сравнении окислительно-восстановительных потенциалов (при переходе в гидроксиды этих элементов в степени окисления+3).

Опыт 10. Комплексные соединения кобальта и никеля

а) Аквакомплекс кобальта (II) и его разрушение

В две пробирки поместить по 4 - 5 капель насыщенного раствора соли кобальта (II). В первую пробирку добавить 2 капли концентрированной хлороводородной кислоты (плотность 1,19 г/см³), во вторую пробирку внести небольшой кусочек предварительно прокаленного на асбестированной сетке хлорида кальция. Что наблюдается?

В третью пробирку поместить 1 микрошпатель соли кобальта(II) и 3 - 4 капли этилового спирта, отметить цвет полученного раствора. Прибавить к раствору

7 - 8 капель воды до нового изменения окраски.

Написать стеклянной палочкой, смоченной 0,02 н. раствором СоС1₂, какое-либо слово на фильтровальной бумаге. Подсушив бумагу, поднести ее к пламени горелки и слегка подогреть, пока текст не станет видимым. Обратить внимание на последующее обесцвечивание надписи при охлаждении.

Описать наблюдаемые явления. Изменение цвета раствора во всех случаях объясняется тем, что непрочный комплексный ион [Со(Н₂О)₆]²⁺ сообщает раствору розовую окраску.

б) Получение комплексного роданида кобальта (II)

Поместить в пробирку 2 капли насыщенного раствора соли кобальта (II) и добавить 5 - 6 капель насыщенного раствора роданида аммония. Учесть, что при этом образуется раствор комплексной соли (NH₄)₂[Со(SCN)₄]. Комплексные ионы [Со(SCN)₄]^2- - окрашены в синий цвет, а гидратированные ионы [Со(Н₂О)₆]²⁺ - в розовый. Отметить цвет полученного раствора.

Разбавить его водой до изменения окраски, добавить 2 капли смеси спирта с эфиром, размешать раствор стеклянной палочкой и вновь наблюдать изменение окраски. Затем в ту же пробирку прилить дистиллированную воду, наблюдая постепенное изменение окраски.

Описать наблюдаемые явления. Написать:

- уравнение диссоциации комплексной соли кобальта;

- уравнение диссоциации комплексного иона;

- выражение константы нестойкости комплексного иона.

Какова роль воды и спирта в смещении равновесия диссоциации комплексного иона?

в) Получение аммиакатного комплекса кобальта

К 3 - 4 каплям раствора соли кобальта (II)прибавлять по каплям 25%-ный раствор аммиака до выпадения осадка гидроксида кобальта (II) и его дальнейшего растворения вследствие образования комплексного соединения, в котором кобальт имеет координационное число, равное 6. Полученный раствор разлить в две пробирки. В одной из них тщательно перемешать раствор стеклянной палочкой до изменения окраски вследствие окисления полученного комплексного соединения кобальта (II) в комплексное соединение кобальта (III). Почему аммиакатный комплексный ион Со(II) окисляется кислородом воздуха, тогда как аквакомплекс Со (II) удается окислить лишь пероксидом водорода? Во вторую пробирку добавить 2 - 3 капли 3%-ного раствора пероксида водорода. Объяснить изменение окраски. Затем прилить в обе пробирки по 2 - 3 капли раствора сульфида аммония. Объяснить, почему выпадает осадок.

Написать уравнения реакций:

- образования аммиакатного комплекса кобальта (II);

- его окисления кислородом воздуха и пероксидом водорода с образованием аммиакатного комплекса кобальта (III);

- диссоциации полученных комплексных соединений;

- диссоциации комплексных ионов и выражения констант их нестойкости; какой комплексный ион прочнее? Ответ мотивировать;

- взаимодействия аммиакатного комплекса кобальта (III) с сульфидом аммония;

- сравнить координационные формулы комплексных соединений кобальта в разных степенях окисления. Отличается ли их пространственная конфигурация?

г) Получение нитритного комплекса кобальта(II)

Поместить в пробирку 3 - 4 капли насыщенного раствора соли кобальта (II) и 1 микрошпатель кристаллического нитрита калия. Добавить 1 - 2 капли 2н раствора серной кислоты. Какой газ выделяется? Через несколько минут наблюдать выпадение осадка, отметить его цвет.

Написать уравнения реакций, учитывая, что нитрит калия в присутствии серной кислоты окисляет кобальт (II) до кобальта (III), в результате чего образуется нерастворимое комплексное соединение K₃ [Со(NO₂)₆]. Записать название полученного комплексного соединения.

д) Получение аммиакатного комплекса никеля(II)

Один микрошпатель соли никеля (II) растворить в 5 каплях воды. Добавить 5 капель 25%-ного раствора аммиака. Как изменяется цвет раствора? Добавить к раствору 2 - 3 капли раствора сульфида аммония. Что выпадает в осадок?

Написать уравнения реакций:

- образования аммиакатного комплекса никеля (координационное число никеля равно 6);

- диссоциации комплексного соединения и комплексного иона;

- взаимодействия полученного комплексного соединения никеля с сульфидом аммония. Объяснить механизм взаимодействия, пользуясь константой нестойкости комплексного иона и произведением растворимости сульфида никеля.

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) 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.

21. Написать уравнение реакции между ВаFеО₄ и концентрированной соляной кислотой.

22. Написать уравнение реакции между K₂FeO₄ и иодидом калия в сернокислой среде.

23. Что происходит со взвесью малорастворимого карбоната железа(II) в воде: а) при насыщении ее диоксидом углерода; б) при стоянии на воздухе? Написать уравнения реакций.

24. Написать уравнение реакции, происходящей при добавлении KMnО₄ к подкисленному серной кислотой раствору K₄[Fe(CN)₆].

25. Написать уравнение реакции образования берлинской лазури и взаимодействия ее с растворами щелочей.

26. Закончить уравнения реакций взаимного превращения ионов:

[Fe(CN)₆]^4- → [Fe(CN)₆]^3- + e

в зависимости от природы партнера:

а) K₄[Fe(CN)₆] + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ →

б) K₃[Fe(CN)₆] + SnCl₂ + HCl →

в) K₄[Fe(CN)₆] + I₂ → (при рН = 8)

г) K₃[Fe(CN)₆] + KI → (при рН = 1)

27. Окислительно-восстановительные потенциалы систем:

Me(ОН)₂ + OH^- → Me(OH)₃ + e

имеют для гидроксидов железа(II), кобальта(II) и никеля(II) соответственно следующие значения: - 0,56, 0,2 и 0,49 В. Обосновать различное поведение гидроксидов в воде по отношению к кислороду воздуха, если потенциал системы 4ОН^- → О₂ + 2Н₂О + 4e составляет 0,401 В.

28. Как относятся гидроксиды железа (III), кобальта(III) и никеля(III) к соляной и серной кислотам? Написать уравнения реакций.

29. Окислительно-восстановительные потенциалы систем:

Co²⁺ → Co³⁺ + e

[Co(NH₃)₆]²⁺ → [Co(NH₃)₆]³⁺ + e

соответственно равны 1,842 и 0,1В. В каком виде Со (III) более стабилен и в каком проявляет более сильные окислительные свойства?

30. Определите, начиная с какой температуры происходит разложение пентакарбонилжелеза. Для расчета используйте стандартные энтальпии образования и энтропии для монооксида углерода, железа и пентакарбонилжелеза.

31. При насыщении хлором гидроксида кобальта (II), взвешенного в растворе гидроксида калия, образуется оксид кобальта (III). Напишите уравнение реакции.

32. Охарактеризуйте отношение железа к растворам соляной, концентрированной серной, разбавленной и концентрированной азотной кислот. Составьте уравнения реакций.

33. Охарактеризуйте отношение кобальта к растворам соляной, концентрированной серной, разбавленной и концентрированной азотной кислот. Составить уравнения реакций.

34. Охарактеризуйте отношение никеля к растворам соляной, концентрированной серной, разбавленной и концентрированной азотной кислот. Составить уравнения реакций.

35. Как влияет на коррозию железа его контакт с другими металлами? Какой металл будет разрушаться первым на поврежденной поверхности луженного, оцинкованного и никелированного железа? Составьте уравнения коррозионных процессов.

36. Напишите формулу соли Мора. Определите массовую долю железа (%) в соли Мора.

37. Предложите способы выделения железа и никеля в виде индивидуальных соединений из минерала состава (Fe, Ni)₉S₈, содержащего примесь металлической платины. Как получить из выделенных соединений железо и никель в виде металлов? Напишите уравнения реакций.

38. Предложите способы выделения железа и кобальта в виде индивидуальных соединений из минерала состава (Fe, Co)₉S₈. Как получить из выделенных соединений железо и кобальт в виде металлов? Напишите уравнения реакций.