817

Опыт 4. Переход хромата в бихромат и обратно

К раствору хромата калия K2CrO4 прилейте немного раствора серной кислоты. Как изменилась окраска раствора? Напишите уравнение реакции.

В другую пробирку налейте немного раствора бихромата калия K2Cr2O7 и добавьте несколько капель раствора щелочи. Как изменилась окраска раствора в этом случае? Напишите уравнение реакции.

Опыт 5. Окислительные свойства соединений хрома (VI)

Впробирку внесите несколько капель бихромата калия, 2 – 3 капли раствора серной кислоты и 3 – 4 капли иодида калия. Как изменилась окраска раствора? Каким реактивом можно обнаружить свободный иод? Напишите уравнение реакции.

Вдругую пробирку внесите несколько капель бихромата калия, 2 – 3 капли раствора серной кислоты и 3 – 4 капли раствора сульфита натрия Na2SO3. Наблюдайте появление зелёной окраски, характерной для ионов трехвалентного хрома. Напишите уравнение реакции. Сделайте вывод о свойствах соединений хрома (VI).

Опыт 6. Получение и свойства гидроксида марганца (II)

Втри пробирки внесите по 3 – 5 мл раствора соли марганца (II)

ипо каплям добавляйте раствор щелочи до образования осадка. Отметьте цвет осадка в первый момент. Одну пробирку отставьте, во вторую прилейте 3 – 4 капли раствора соляной кислоты, в третью – столько же раствора щелочи. Что наблюдаете в каждом случае? В какой из пробирок осадок растворяется? Как изменился цвет осадка в первой пробирке со временем? Какие свойства проявляет гидроксид марганца? Напишите уравнения всех протекающих реакций.

Опыт 7. Окислительные и восстановительные свойства оксида марганца (IV)

В пробирку внесите немного оксида марганца (IV), 5 – 10 капель раствора серной кислоты. Добавьте несколько кристалликов сульфата железа FeSO4 и несколько капель воды. Закрыв пробирку пробкой, встряхните её до растворения оксида марганца. В полученный раствор внесите одну каплю раствора желтой кровяной соли K4[Fe(CN)6]. Что наблюдаете? На присутствие какого иона в растворе

91

указывает появление синей окраски? Напишите уравнение реакции окисления сульфата железа двуокисью марганца.

В фарфоровый тигель положите кусочек твердого гидроксида натрия и добавьте столько же кристаллического нитрата калия. Поставьте тигель в кольцо штатива и осторожно нагревайте до расплавления. Не прекращая нагревания, внесите немного двуокиси марганца. Какое вещество придает зелёную окраску расплаву? Напишите уравнение реакции окисления двуокиси марганца нитратом калия в щелочной среде. Сделайте вывод о свойствах оксида четырехвалентного марганца.

Опыт 8. Окислительные свойства соединений семивалентного марганца

Втри пробирки налейте по 2 мл раствора перманганата калия KMnO4. Добавьте в первую пробирку столько же раствора серной кислоты, во вторую – дистиллированной воды, в третью – раствор щелочи. Во все пробирки добавьте по 2 – 3 мл раствора сульфита натрия Na2SO3. Обратите внимание на изменение окраски растворов в зависимости о реакции среды. Проследите за устойчивостью окраски

вкаждом случае. Напишите уравнения реакций. Укажите в каждом случае окислитель и восстановитель.

Вфарфоровую чашку положите несколько кристаллов перманганата калия, с помощью стеклянной палочки нанесите на них 2 –3 капли концентрированной серной кислоты. Смесь осторожно перемешайте и прикоснитесь к фитилю спиртовки. Почему загорелся спирт? Напишите реакцию получения марганцового ангидрида, учитывая, что одним из продуктов является кислый сульфат калия.

Вчистую пробирку к раствору перманганата калия добавьте столько же раствора соли двухвалентного марганца. Отметьте происходящие изменения. Какая степень окисления у полученного в нейтральной среде соединения? Напишите уравнение реакции, учитывая, что в реакции принимает участие вода.

Сделайте вывод об окислительно-восстановительных свойствах соединений семивалентного марганца.

92

Лабораторная работа № 18

ЖЕЛЕЗО, КОБАЛЬТ, НИКЕЛЬ

Железо, кобальт и никель – это d – элементы побочной подгруппы VIII группы периодической системы. Эти элементы называют малой триадой. Атомы этих элементов имеют по 2 валентных электрона на внешнем энергетическом уровне и соответственно 6, 7 и 8 электронов на предвнешнем d – уровне. Для железа возможны степени окисления +2, +3 и +6, для кобальта и никеля +2 и +3. Наиболее устойчивы соединения железа со степенью окисления +3, кобальта и никеля +2.

Восстановительные свойства соединений двухвалентных элементов убывают с возрастанием атомной массы. Соединения двухвалентного железа неустойчивы и являются активными восстановителями. Соединения трехвалентного никеля являются сильными окислителями.

Железо, кобальт и никель – металлы средней активности, в ряду напряжения стоят до водорода, но после марганца. Эти металлы легко вступают в реакцию с разбавленными кислотами:

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2 ;

Ni + H2SO4 (разб.) = NiSO4 + H2 .

Кислоты-окислители (концентрированная серная и азотная) окисляют железо до трехвалентного состояния:

Fe + 4HNO3 (разб) = Fe(NO3)3 + NO + 2H2O;

2Fe +6H2SO4 (конц.) = Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O.

Холодные концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют поверхность железа. Образующаяся плотная оксидная пленка защищает металл от дальнейшего окисления.

В щелочах эти металлы не растворяются.

С кислородом металлы могут образовывать двух- и трехвалентные оксиды. Им соответствуют нерастворимые в воде гидроксиды. Гидроксид двухвалентного железа обладает основными свойствами, неустойчив и легко окисляется кислородом воздуха:

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3.

Гидроксид трехвалентного железа проявляет слабые амфотерные свойства. При сплавлении со щелочами образует ферриты:

Fe(OH)3 + KOH = KFeO2 + 2H2O (сплавление).

93

Взаимодействие основного оксида FeO с амфотерным Fe2O3 приводит к образованию шпинелей:

FeO + Fe2O3 = Fe(FeO2)2 или Fe3O4.

Полученное соединение очень устойчиво и встречается в природе в виде минерала магнетита.

Соединения шестивалентного железа очень редки. Оксид FeO3 очень неустойчив, но известны соли железной кислоты – ферраты

K2FeO4 и CaFeO4.

Оксиды и гидроксиды кобальта и никеля обладают только основными свойствами. Очень многочисленны комплексные соединения элементов этой группы. Координационное число, независимо от степени окисления, равно 6.

В растворе соли железа, кобальта и никеля подвергаются гидролизу. Гидратированные ионы этих металлов придают раствору характерную окраску: Fe+2 – бледно-зеленую, Fe+3 – желтоватокоричневую, Со+2 – темно-розовую, Ni+2 – изумрудно-зеленую.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Характерные реакции на ионы железа

Налейте в пробирку раствор сульфата двухвалентного железа и добавьте каплю красной кровяной соли K3[Fe(CN)6]. Что происходит? Напишите уравнение реакции. Назовите полученное соединение по международной номенклатуре. По тривиальной номенклатуре оно известно как турнбулева синь.

Налейте в чистую пробирку немного раствора трихлорида железа и добавьте одну каплю раствора желтой кровяной соли K4[Fe(CN)6]. Что наблюдаете? Напишите уравнение реакции и назовите вещество, известное как берлинская лазурь.

В другую пробирку с раствором хлорида трехвалентного железа добавьте одну каплю раствора роданида калия KSCN. Такой же опыт проделайте с раствором сульфата двухвалентного железа и убедитесь, что интенсивное красное окрашивание характерно только для роданида железа (III).

Опыт 2. Отношение железа к кислотам (опыт выполняется под тягой!)

В три пробирки налейте по 1 – 2 мл разбавленных растворов соляной, серной и азотной кислот. В три другие пробирки – такие же

94

объёмы концентрированных кислот. В каждую пробирку внесите по кусочку железной стружки. При необходимости пробирки подогрейте. Определите, какой газ выделяется в каждом случае. Добавив во все пробирки по капле раствора роданида калия, определите, в каких пробирках образовалось трехвалентное железо. Запишите уравнения реакций.

Опыт 3. Получение и свойства гидроксидов железа (II), кобальта (II), никеля (II)

В три пробирки налейте по 2 – 3 мл растворов солей: свежеприготовленный сульфат железа (II), сульфат кобальта и сульфат никеля. Добавьте по каплям раствор щелочи до образования осадков. Отметьте цвета осадков. Полученные осадки разделите на три части. К первой части каждого осадка добавьте 2 – 3 мл раствора серной кислоты, ко второй – столько же раствора щелочи, а третьи части оставьте на воздухе. Напишите уравнения протекающих реакций, сделайте вывод о характере этих оксидов.

Посмотрите, в какой пробирке изменился цвет гидроксида. Какой гидроксид окисляется кислородом воздуха? В две пробирки с неокислившимися гидроксидами прибавьте по несколько капель перекиси водорода. В каком случае происходит заметная реакция? Запишите уравнения протекающих реакций и сделайте вывод о восстановительной способности двухвалентных ионов этих металлов.

Опыт 4. Восстановительные свойства двухвалентного железа

Налейте в пробирку 1 мл перманганата калия и 2 капли раствора серной кислоты. Внесите в раствор несколько кристаллов сульфата двухвалентного железа. Что происходит? Напишите уравнение реакции. Укажите окислитель и восстановитель. Сделайте вывод о восстановительных свойствах двухвалентного железа.

Опыт 5. Получение гидроксида железа (III) и исследование его свойств

Налейте в пробирку 1 мл раствора хлорида железа (III) и добавьте несколько капель раствора щелочи до образования объёмного рыжего осадка. Испытайте полученный гидроксид на растворимость в разбавленных растворах кислот и щелочи. Напишите

95

уравнение реакций и реакцию образования феррита при сплавлении Fe(OH)3 с KOH. Сделайте вывод о свойствах гидроксида железа (III).

Опыт 6. Окислительные свойства соединений железа (III)

Налейте в пробирку немного раствора хлорида трехвалентного железа и добавьте 2 – 3 капли раствора иодида калия. Как окрасился раствор? Почему? Напишите уравнение реакции. Укажите окислитель и восстановитель. Сделайте вывод об окислительных свойствах соединений трехвалентного железа.

Опыт 7. Гидролиз солей двух- и трехвалентного железа

В пробирку с водой внесите несколько кристалликов FeSO4 и добавьте 2 – 3 капли лакмуса. Напишите уравнение гидролиза соли, укажите реакцию среды.

Приготовьте в двух пробирках раствор хлорида трехвалентного железа. В одну добавьте 2 – 3 капли лакмуса, во вторую – раствор карбоната натрия. Как изменилась окраска лакмуса в первой пробирке? Что произошло во второй пробирке? Что представляет собой выпавший осадок? Напишите уравнения всех протекающих реакций.

Библиографический список

1.Угай Я.А. Общая и неорганическая химия. – М.: Высшая школа, 2000. – 527 с.

2.Суворов А.В., Никольский А.Б. Общая химия. – СПб.: Химия,1995. – 624 с.

3.Лидин Р.А., Молочко В.А., Андреева Л.Л. Химические свойства неорганических веществ. – М.: Химия, 2000. – 480 с.

4.Коровин Н.В. и др. Лабораторные работы по химии. – М., 1998.

5.Васильева З.Г., Грановская А.А., Таперова А.А.. Лабораторные работы по общей и неорганической химии. – Л.:Химия,1986.-288 с.

6.Лабораторный практикум по курсу общей химии /Сост.:Л.П. Вивчарик, Н.Ф. Гребенкина, Ж.Д. Павлова и др.; Под ред. Ф.П. Туренко; СибАДИ. –

Омск, 1995. – 196 с.

7.Методические указания по курсу общей химии / Под. ред. Н.Г. Надыкто.;

СибАДИ. – Омск, 1978. - Ч.1. – 172 с.

8.Методические указания и лабораторные работы по курсу общей химии / Под. ред. Н.Г. Надыкто, М.С. Марахиной; СибАДИ. – Омск, 1979. - Ч.2. –

Вып.2, 3. – 36 с.

96

97

П р и л о ж е н и е 3

Окислительно-восстановительные потенциалы наиболее типичных окислителей и восстановителей

98

99

100