817

Опыт 2. Свойства гидроксида олова ( )

В две пробирки с раствором хлорида двухвалентного олова добавьте по 3 – 5 мл раствора щелочи до появления белого осадка. В одну пробирку к полученному осадку добавьте немного раствора соляной кислоты, а в другую – столько же раствора гидроксида натрия. Что происходит с осадком в обоих случаях? Напишите уравнения реакций и сделайте вывод о характере гидроксида олова

(II).

Опыт 3. Гидролиз солей олова (II)

В пробирку с 2-3 кристаллами хлорида олова добавьте 2-3 капли воды. К полученному прозрачному раствору добавьте ещё несколько капель воды. Наблюдайте образование белого осадка гидроксохлорида олова. Запишите уравнения реакций в ионном и молекулярном виде.

Опыт 4. Восстановительные свойства двухвалентного олова

В две пробирки внесите по 3 – 5 мл раствора хлорида трехвалентного железа, 2 – 3 капли красной кровяной соли K3[Fe(CN)6] и по 10 – 20 капель воды. В одну пробирку добавьте немного раствора хлорида двухвалентного олова. Как изменилась окраска по сравнению с контрольной пробиркой? Чем это объяснить? Напишите уравнение реакции.

Опыт 5. Отношение свинца к разбавленным кислотам

В три пробирки положите по кусочку свинца и прилейте по 3 – 5 мл растворов соляной, серной и азотной кислот. Содержимое пробирок при необходимости подогрейте. Во всех ли пробирках идет реакция? Проверьте, образовался ли ион двухвалентного свинца, добавив к остывшим растворам немного раствора иодида калия. Желтый осадок иодида свинца свидетельствует об образовании ионов двухвалентного свинца. Напишите уравнение реакции.

Опыт 6. Получение гидроксида двухвалентного свинца и изучение его свойств

В две пробирки с раствором соли двухвалентного свинца внесите по каплям раствор щелочи до выпадения осадка. В первую пробирку к осадку добавьте раствор уксусной или разбавленной азотной кислоты (хлориды и сульфаты свинца нерастворимы), во

81

вторую – избыток раствора щелочи. Что происходит с осадком? Напишите уравнения реакций.

Опыт 7. Окислительные свойства оксида четырехвалентного свинца

В две пробирки внесите немного оксида четырехвалентного свинца PbO2, добавьте немного раствора разбавленной азотной кислоты. В первую пробирку добавьте раствор иодида калия, во вторую – перекись водорода. Что происходит в обеих пробирках? Напишите окислительно-восстановительные реакции, расставьте коэффициенты.

Опыт 8. Гидролиз солей двухвалентного свинца

В пробирку налейте раствор лакмуса и добавьте несколько кристаллов нитрата свинца. Как изменилась окраска раствора? О чем это свидетельствует? Напишите ионное и молекулярное уравнения гидролиза нитрата свинца.

Лабораторная работа № 16

МЕДЬ И ЦИНК

Медь относится к побочной подгруппе первой группы периодической системы, это d – элемент. На внешнем энергетическом уровне у меди один s – электрон, но атомы меди могут отдавать электроны и с предпоследнего d – подуровня, проявляя степени окисления +1, +2 и +3. Наиболее характерна для соединений меди степень окисления +2, реже встречаются соединения со степенью окисления +1, они легко окисляются до двухвалентного состояния. Степень окисления +3 практически не встречается. Благодаря наличию свободных орбиталей ион меди является хорошим комплексообразователем, координационные числа для одно- и двухвалентной меди равны 2 и 4 соответственно.

У меди радиус атома почти в два раза меньше, чем у калия, элемента этого же периода, поэтому потенциал ионизации меди выше (7,72 В), чем у калия (4,32 В). Электродный потенциал меди положительный (+0,34 В), то есть медь в ряду активности металлов стоит после водорода. Медь – малоактивный металл, с обычными

82

кислотами не взаимодействует, а растворяется только в кислотахокислителях:

Cu + 2H2SO4 (конц.) = CuSO4 + SO2 +2H2O; Cu + 4HNO3 (конц.) = Cu(NO3)2 +2NO2 + 2H2O; 3Cu + 8HNO3 (разб.) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O.

С кислородом медь взаимодействует только при нагревании, образуя CuO. В присутствии влаги и углекислого газа поверхность меди на воздухе постепенно покрывается зеленым налетом гидроксокарбоната меди:

2Cu + H2O + CO2 + O2 = (CuOH)2CO3.

При действии щелочей на растворы солей одно- и двухвалентной меди получаются нерастворимые гидроксиды CuOH и Cu(OH)2. Гидроксиды при нагревании разлагаются на оксид и воду. Гидроксид одновалентной меди обладает исключительно основными свойствами, а гидроксид двухвалентной меди – слабоамфотерными с преобладанием основных. Гидроксид меди (II) растворяется не только в кислотах, но и в концентрированных растворах щелочей и гидроксида аммония:

Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O;

Cu(OH)2 + 2NaOH = Na2[Cu(OH)4];

Cu(OH)2 + 4NH4OH = [Cu(NH3)4](OH)2 + 4H2O.

Аммиачные комплексы образуются и при действии концентрированного аммиака на растворы солей меди:

CuCl2 + 4NH3 = [Cu(NH3)4]Cl2.

Соли меди подвергаются в растворах гидролизу, так как

гидроксид меди является слабым основанием: Cu+2 + H2O = CuOH+ + H+.

Соединения двухвалентной меди обладают окислительными свойствами, восстанавливаются до соединений одновалентной меди или свободного металла:

CuO + CH3OH = Cu + HCOH + H2O.

Соединения одновалентной меди являются хорошими восстановителями:

5Cu2O + 13H2SO4 + 2KMnO4 = 10CuSO4 + 2MnSO4 + K2SO4 +13H2O.

Цинк является элементом побочной подгруппы второй группы периодической системы. Он относится к d-элементам, на внешнем четвертом энергетическом уровне у него находится два s – электрона, а на предпоследнем, в отличие от щелочно-земельных металлов, у цинка 18, а не 8 электронов. Отсюда следует меньшая, чем у

83

щелочно-земельных металлов восстановительная способность, большая склонность к комплексообразованию. Стандартный электродный потенциал цинка равен – 0,76 В.

В соединениях цинк проявляет степень окисления +2. На воздухе цинк покрывается тонкой оксидной пленкой, защищающей его от дальнейшего окисления. Цинк растворяется во всех кислотах: в соляной и разбавленной серной – с выделением водорода, в концентрированной серной – с выделением сероводорода с примесями серы и сернистого газа, в разбавленной азотной – с выделением оксида азота или (с очень разбавленной) – нитрата аммония, а с концентрированной азотной цинк реагирует с выделением двуокиси азота:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 ;

Zn + H2SO4 (разб.) = ZnSO4 + H2 ;

4Zn + 5H2SO4 (конц.) = 4ZnSO4 + H2S + 4H2O; 4Zn + 10HNO3 (разб.) = 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O; 4Zn + 10HNO3 (оч. разб.) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O; Zn + 4HNO3 (конц.) = Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O.

Цинк проявляет амфотерные свойства и кроме кислот хорошо растворяется в щелочах:

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2 .

Координационное число цинка в различных комплексных соединениях равно 4, реже 6.

Оксид и гидроксид цинка нерастворимы в воде, оба проявляют амфотерные свойства:

ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O;

ZnO +2NaOH +H2O = Na2[Zn(OH)4] (в 60%-ном растворе); ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O (сплавление); Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O;

Zn(OH)2 + 2NaOH(конц.) = Na2[Zn(OH)4];

Zn(OH)2 + 4NH4OH(конц.) = [Zn(NH3)4](OH)2 +4H2O.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Восстановительные свойства меди

1) В три пробирки внесите по кусочку меди и по 3 –5 мл растворов кислот: в первую – соляной, во вторую – серной, в третью – азотной. Во всех ли пробирках появилось голубое окрашивание? Почему медь не взаимодействует с разбавленными соляной и серной

84

кислотами? Напишите уравнение реакции. Теперь в три пробирки с кусочками меди прилейте по несколько капель концентрированных кислот. Проследите за ходом реакции сначала при комнатной температуре, затем при нагревании. Обратите внимание на выделяющиеся газы, на их запах и цвет. Напишите уравнения реакций

исделайте вывод о характере взаимодействия меди с кислотами.

2)Возьмите щипцами кусочек медной проволоки и нагрейте во внешнем конусе несветящегося пламени спиртовки. Какие изменения наблюдаете? Напишите уравнения реакции.

Сделайте вывод о восстановительных свойствах меди.

Опыт 2. Получение и свойства гидроксида меди

В пробирку налейте 3 –5 мл соли меди и столько же раствора щелочи. Содержимое пробирки разделите на четыре части. В одну пробирку добавьте раствор 2Н серной кислоты, во вторую – раствор щелочи, в третью – концентрированный раствор аммиака, в четвертую – концентрированный раствор щелочи. В каких случаях осадок растворяется? Напишите уравнения реакций. Сделайте вывод о свойствах гидроксида меди.

Пробирку с нерастворившимся осадком гидроксида меди осторожно нагрейте. Что происходит? Запишите уравнение реакции.

К свежеприготовленной порции гидроксида меди прилейте избыток щелочи и 1 мл раствора глюкозы C6H12O6, перемешайте и нагрейте. Выпавший оранжево-красный осадок является гидроксидом одновалентной меди CuOH. Продолжайте нагревание и наблюдайте за изменением окраски. Какой оксид меди образуется в этой реакции? Напишите уравнения реакций. Какие свойства проявляет гидроксид двухвалентной меди в этом случае?

Опыт 3. Гидролиз солей меди

Вдве пробирки налейте несколько капель раствора лакмуса, добавьте по 5 – 8 капель дистиллированной воды и по 2 – 3 кристаллика сульфата меди в одну пробирку и хлорида меди – в другую. Изменился ли цвет раствора? Напишите уравнения реакций.

Вдругую пробирку налейте 3 – 5 мл раствора сульфата меди и добавьте такой же объём раствора соды Na2CO3. Выпавший зелёный осадок представляет собой основной карбонат меди (CuOH)2CO3 , являющийся продуктом коррозии медных продуктов на воздухе в присутствии углекислого газа. Почему в этой реакции не получился

85

карбонат меди? Напишите уравнение совместного гидролиза в ионном и молекулярном виде.

Опыт 4. Окислительные свойства соединений меди (II)

К двум каплям раствора медного купороса добавьте столько же раствора иодида калия. Что выделяется в ходе реакции? Напишите уравнение восстановления сульфата меди (II) с образованием иодида меди (I) и свободного иода.

Определите цвет осадка CuI. Для этого добавьте несколько капель раствора сульфита натрия Na2SO3 до исчезновения желтой окраски. Напишите уравнение реакции взаимодействия иода с сульфитом натрия, учитывая, что в реакции принимает участие вода.

Опыт 5. Обнаружение меди в сплавах

Возьмите кусочек латуни или бронзы. Какой цвет у сплава? Положите кусочек сплава в пробирку и добавьте осторожно 7 – 8 капель концентрированной азотной кислоты. Как изменилась окраска раствора? Слейте часть раствора в чистую пробирку и добавьте к нему немного концентрированного раствора аммиака. Изменение голубой окраски на васильковую указывает на образование иона [Cu(NH3)4]+2 и, следовательно, на наличие меди в сплаве.

Опыт 6. Взаимодействие цинка с кислотами и щелочами

В три пробирки внесите по кусочку цинка и по 3 – 5 мл растворов соляной, серной кислот и раствора щелочи. При необходимости пробирки подогрейте. Какой газ выделяется во всех случаях? В отдельную пробирку положите кусочек цинка и прилейте немного концентрированной серной кислоты. Какой газ выделяется в этом случае? Почему разбавленная и концентрированная серная кислота по-разному реагирует с цинком? Напишите уравнения всех проведенных реакций. Назовите все полученные соединения цинка.

Опыт 7. Получение и свойства гидроксида цинка

В три пробирки налейте по 3 – 5 мл раствора соли цинка и добавьте в пробирки по каплям раствор щелочи до образования белого студенистого осадка гидроксида цинка. Проверьте, растворяются ли полученные осадки в разбавленных растворах соляной кислоты, щелочи и в концентрированном растворе аммиака.

86

Напишите уравнения реакций. Какие свойства проявляет гидроксид цинка?

Опыт 8. Гидролиз солей цинка

В пробирку с нейтральным раствором лакмуса добавьте несколько кристалликов соли цинка. Как изменилась окраска раствора лакмуса? Напишите уравнение реакции гидролиза соли цинка. Укажите среду раствора.

Лабораторная работа № 17

ХРОМ И МАРГАНЕЦ

Хром и марганец являются элементами побочной подгруппы шестой и седьмой групп периодической системы, относятся к d – элементам. На внешнем s – уровне у хрома находится один электрон, а у марганца – два электрона, на предпоследнем d – уровне у обоих элементов по пять электронов. Краткая электронная формула для хрома 3d54s1, для марганца – 3d54s2. Валентных электронов у хрома шесть, а у марганца – семь, поэтому для хрома характерны степени окисления +2, +3, +6, а для марганца +2, +3, +4, +6, +7. Наиболее устойчивые соединения хрома со степенью окисления +3 и +6, а соединения марганца – со степенью окисления +2, +4 и +7. С увеличением степени окисления свойства оксидов и соответствующих гидроксидов изменяются от основных через амфотерные до кислотных.

Так, оксиды CrO, MnO и гидроксиды Cr(OH)2 и Mn(OH)2 обладают основными свойствами. Оксиды Cr2O3, Mn2O3, MnO2 и гидроксиды Cr(OH)3, Mn(OH)3 и частично дегидратированный MnO(OH), а также Mn(OH)4 обладают амфотерными свойствами.

Оксиды CrO3, MnO3, Mn2O7 и гидроксиды H2CrO4, H2MnO4, HMnO4

обладают кислотными свойствами.

При обычной температуре хром и марганец не взаимодействуют с водой и кислородом воздуха, так как их поверхность покрыта устойчивыми оксидными пленками, защищающими металлы от дальнейшего окисления. Хром и марганец – металлы средней активности, стандартный электродный потенциал хрома – 0,74 В, марганца –1, 18 В. Марганец начинает группу металлов средней

87

активности, так как находящиеся слева от него в ряду активности титан и алюминий относятся к активным металлам. Хром и марганец хорошо растворимы только в разбавленных соляной и серной кислотах, а холодная концентрированная серная и азотная кислоты пассивируют эти металлы:

2Cr + 3H2SO4 (разб.) = Cr2(SO4)3 + 3H2 ;

Mn + 2HCl = MnCl2 + H2 .

Марганец растворяется в концентрированной серной и разбавленной азотной кислотах только при нагревании:

Mn + 2H2SO4 (конц., гор.) = MnSO4 + SO2 + 2H2O; 3Mn + 8HNO3 (разб., гор) = 3Mn(NO3)2 + 2NO + 4H2O.

В щелочах эти металлы не растворяются.

При нагревании хром и марганец реагируют с кислородом, галогенами, серой, а хром – ещё и с водородом, углеродом и азотом.

Наиболее устойчивый оксид хрома Cr2O3, ему соответствует гидроксид Cr(OH)3. Оба соединения нерастворимы в воде, гидроксид растворяется в кислотах и щелочах. Оксид реагирует со щелочами только при сплавлении:

Cr2O3 + 2NaOH = 2NaCrO2 + H2O (сплавление);

Cr(OH)3 + 3HCl = CrCl3 + 3H2O;

Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6].

Соединения двухвалентного хрома являются сильными восстановителями и легко окисляются до трехвалентного состояния. В щелочной среде соединения трехвалентного хрома в реакции с сильными окислителями могут переходить в соединения со степенью окисления +6:

4Cr(OH)2 +2H2O + O2 = 4Cr(OH)3;

2CrCl3 + 16NaOH + 3Br2 = 6NaBr + 6NaCl + 2Na2CrO4 + 8H2O; 2NaCrO2 + 3H2O2 + 2NaOH = 2Na2CrO4 + 4H2O.

Соли трехвалентного хрома легко подвергаются гидролизу: CrCl3 + H2O = CrOHCl2 + HCl.

Трехвалентный хром, как и большинство d – элементов, способен к комплексообразованию, координационное число для него равно 6. Комплексообразование приводит к изменению цвета ионов хрома в растворе.

Высший оксид хрома CrO3 может образовывать две кислоты: хромовую H2CrO4 и двухромовую H2Cr2O7. Соли этих кислот – хроматы и бихроматы легко переходят друг в друга в зависимости от

88

кислотности среды. В кислой среде устойчивы бихроматы, а в нейтральной и щелочной – хроматы:

2K2CrO4 + H2SO4 = K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O;

K2Cr2O7 + 2KOH = 2K2CrO4 +H2O.

Соединения шестивалентного хрома являются сильными окислителями:

K2Cr2O7 + 3K2SO3 +4H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 + 4H2O.

Раствор бихромата калия в концентрированной серной кислоте используют для обезжиривания стекла, окисления органических соединений.

Соединения марганца могут быть как восстановителями, так и окислителями. Гидроксид двухвалентного марганца неустойчив на воздухе, легко окисляется до трехвалентного, а затем и до четырехвалентного состояния:

2Mn(OH)2 + O2 + 2H2O = 2Mn(OH)4.

Оксид четырехвалентного марганца – самый устойчивый оксид, проявляет свои амфотерные свойства при сплавлении со щелочами, образуя соли марганцеватистой кислоты:

MnO2 + 2KOH = K2MnO3 + H2O (сплавление).

Соединения двухвалентного марганца – сильные восстановители, а соединения четырехвалентного марганца могут быть как окислителями, так и восстановителями:

2MnSO4 + 5PbO2 + 6HNO3 = 2HMnO4 + 2PbSO4 + 3Pb(NO3)2 + 2H2O; MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2O;

4MnO2 +3O2 = 2Mn2O7.

Высшие оксиды MnO3 и Mn2O7 являются ангидридами и сильнейшими окислителями:

MnO3 + H2O = H2MnO4 – марганцовистая кислота.

Её соли называются манганатами, они очень неустойчивые и диспропорционируют на соединения двух- и семивалентного марганца. Ион MnO4 2 придаёт раствору зелёный цвет.

Соли марганцевой кислоты HMnO4 – перманганаты, являются сильнейшими окислителями. В кислой среде семивалентный марганец восстанавливается до двухвалентного состояния, в нейтральной – до четырехвалентного, а в щелочной – только до шестивалентного.

89

Экспериментальная часть

Опыт 1. Получение и свойства оксида хрома

Тщательно разотрите в ступке несколько кристалликов бихромата аммония (NH4)2Cr2O7 и насыпьте порошок в пробирку на 1/5 её объёма. Пробирку закрепите вертикально в штативе и нагрейте на пламени спиртовки. Нагревание прекратите, как только начнется реакция. Отметьте внешний эффект реакции, напишите уравнение реакции, учитывая, что кроме оксида трехвалентного хрома выделяются молекулярный азот и пары воды. Укажите окислитель и восстановитель. Полученный порошок разделите на две пробирки и испытайте на растворимость в разбавленной серной кислоте и в щелочи.

Опыт 2. Получение гидроксида трёхвалентного хрома и изучение его свойств

В две пробирки налейте немного раствора соли трехвалентного хрома и по каплям добавьте раствор щелочи до образования зеленого осадка гидроксида хрома. В одну из пробирок добавьте избыток раствора гидроксида натрия, в другую – несколько капель раствора кислоты. Что происходит с осадком? Какие вещества получились в каждом случае? Напишите уравнения реакций. Полученный раствор хромита натрия сохраните для следующего опыта.

Опыт 3. Свойства солей хрома (III)

Несколько кристалликов соли хлорида хрома (III) растворите в холодной воде и отметьте цвет раствора. Нагрейте раствор до кипения. Как изменилась окраска раствора? Почему? Напишите уравнения реакций.

В полученный раствор соли хрома (III) опустите лакмусовую бумажку. Как изменяется её цвет? Почему?

К раствору хромита натрия, полученному в опыте 2, прилейте бромной воды (перекиси водорода или добавить оксид свинца PbO2). Смесь подогрейте. Как изменится окраска раствора? Напишите уравнение реакции перехода хромита натрия в хромат в щелочной среде.

90