Экспериментальная часть

Установка состоит из двух сообщающихся бюреток 1 и 2, заполненных водой (рис. 2). К бюретке 1 присоединена пробирка 3. Перед работой проверьте герметичность установки: пробирку закройте пробкой, слегка смоченной водой, поднимите бюретку 2 и закрепите ее. Если уровень воды в бюретке не будет меняться во времени, то прибор герметичен. Верните бюретку в исходное положение. В пробирку налейте через воронку 5 мл 10 %-го раствора серной кислоты. Закрепите пробирку в наклонном положении, поместите навеску металла на стенку пробирки, не касаясь кислоты. Закройте пробирку и запишите значение уровня воды V₁ в бюретке 1. Опустите металл в кислоту.

П

Рис. 2. Прибор для определения молярной массы эквивалентов металла

осле окончания выделения водорода дайте пробирке остыть. Приведите уровни воды в бюретках к одному горизонтальному уровню. Запишите уровень воды V₂ в бюретке 1. Снимите показания температуры Т ^оС, давления Р в комнатных условиях.

Выделяющийся при реакции водород содержит примесь паров воды. Поэтому давление газа в системе представляет сумму парциальных давлений водорода и насыщенного водяного пара:

Р = Р(Н₂) + Р(Н₂О),

отсюда Р(Н₂) = Р – Р(Н₂О).

Значения давления насыщенного водяного пара при различ-ных температурах приведены в табл. 1.

Таблица 1

Т, оС	17	19	21	23	25	27	30
Р(Н2О), мм .рт.ст.	14,5	16,5	18,6	21,0	23,7	26,7	31,6

Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реакции взаимодействия металла с кислотой. Результаты эксперимента занесите в табл. 2.

Таблица 2

Масса металла, г	Уровень воды, мл		Т, К	Р, мм рт. ст.	Р(Н2О), мм рт. ст.
	V1	V2

Расчеты

1. Объем водорода при нормальных условиях:

V_o(Н₂) = (V₂ – V₁) 273 Р(Н₂)/(760^.Т ), мл.

2. Экспериментальное значение молярной массы эквивалентов магния: по закону эквивалентов

V_o(H₂)/V_эк(H₂) = m_Me/М_эк(Ме),

отсюда М_эк.,экс = m_Mg^.V_эк(Н₂)/ V_о(Н₂), г/моль.

3. Теоретическое значение молярной массы эквивалентов металла:

М_{эк,теор} = М_(Ме)/z_Ме , г/моль.

4. Погрешность измерения

П = | М_{эк.теор.} – М_эк,экс | 100/ М_{эк.,теор} ,%.

2. Металлы побочных подгрупп Цель работы

Изучение химических свойств некоторых переходных металлов и их соединений.

Теоретическое введение

Металлы побочных подгрупп, так называемые переходные элементы, относятся к d-элементам, поскольку в их атомах заполняются электронами d-орбитали. Электронное строение атомов этих металлов выражается формулами (n-1)d^1-10ns² и (n-1)d¹⁰ns¹ (для элементов подгруппы меди).

Металличность переходных элементов объясняется наличием двух или одного электронов во внешнем электронном слое. Поэтому для всех металлов характерна низшая валентность, равная двум, что соответствует возбужденному состоянию атомов ns²  ns¹nр¹ или единице – ns¹ (для элементов подгруппы меди).

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

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

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

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

Мn⁺²О Мn₂⁺³О₃ Мn⁺⁴О₂ Мn⁺⁶О₃ Мn₂⁺⁷О₇

Мn(OH)₂ Мn(OH)₃ Мn(OH)₄ Н₂МnO₄ НМnO₄

 

усиление восстанови- усиление окислительных

тельных свойств свойств

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