4‑A групa катіонів

Катіони 4‑ї групи є гідролізованими. Солі Ві (III) та Sb (III) легко гідролізуються у воді аж до осадів основних солей. В умовах відокремлення 3-ї групи від 4-ї та 5-ї (лужне середовище в присутності Н₂О₂) утворюються осади Fe(OH)₃(s), MnO(OH)₂(s), SbO(OH)₃(s). На відміну від сполук катіонів 5-ї групи, вони не розчиняються в аміаку в присутності Н₂О₂.

У катіонів Zn²⁺ та Al³⁺, із заповненими зовнішніми 8‑ та 18‑електронними оболонками, постійна ступінь окиснення. Здатними до окисно-від­новних перетворень є Fe, Mn, Bi та Sb, що існують у окисних станах: Fe (II) та Fe (IIІ); Mn (II), Mn (IV), Mn (VI) та Mn (VII); Bi (III) та Bi (V); Sb (0), Sb (III) та Sb (V). Хром та станум дією Н₂О₂ у середовищі NaOH окиснюють до CrO₄^2‑ та Sn(OH)₆^2‑. Окисно-відновні властивості проявляються по різному у кислому та лужному середовищах. Відновні властивості Sn (ІІ) посилюються зі збільшенням рН.

Катіони 4-ї групи схильні до утворення комплексів. В аналізі використовують оранжевий комплекс ВіІ₄^‑. У солянокислих розчинах стибій (ІІІ) та стихій (V) існують у хлоридних комплексах SbCl₆^3‑ та SbCl₆^‑. Ферум (ІІ) та ферум (ІІІ) часто маскують, переводячи їх у безбарвні комплекси. Якщо Mn (ІІ), Bi (ІІІ) та Sb (ІІІ) є безбарвними, то Fe²⁺ − блідо-зелений, гідролізований Fe³⁺ − жовтий, Mn²⁺ − блідо-рожевий, MnО₄^‑ − фіолетовий.

Лабораторна робота № 6. Реакції катіонів 4-ї групи.

6.1. Ферум (іі) та ферум (ііі)

6.1.1. Осадження Fe(OH)₂(s) та Fe(OH)₃(s), їх властивості. В окремі пробірки налийте по 2-3 краплі розчинів FeSO₄ та FeCl₃, у кожну додайте рівний об’єм розчину з с(NH₃) = 3 моль/л. Осади відокремте, розділіть на 2 частини й випробуйте їх розчинність у кислоті й у лузі.

Запишіть рівняння реакцій. Чому вживають свіжо приготований розчин FeSO₄? Як він змінюється під дією повітря? Знайдіть lg K реакцій утворення гідроксокомплексів феруму. Чому, готуючи розчини Fe (ІІІ), їх підкислюють? Дослідіть залежність розчинності Fe(OH)₂(s) та Fe(OH)₃(s) від рН за КЛД. Чи в умовах аналізу Fe(OH)₃(s) є помітно амфотерним?

6.1.2. Реакція Fe (ІІ) з диметилгліоксимом (діацетилдіоксимом),

.

До розчину FeSO₄ додайте кристалик виннокислого натрію, краплю розчину діацетилдіоксиму й 1-2 краплі розчину з с(NH₃) = 3 моль/л. Червоне забарвлення розчину обумовлене внутрішньокомплексною сполукою, що, на відміну від сполуки ніколу, розчинна у воді.

Запишіть рівняння реакцій. У чому роль амоніачного середовища? Які реакції феруму (ІІ) маскують тартрати (солі винної кислоти)?

6.1.3. Реакція Fe³⁺ із тіоціанатом. До 2-3 крапель розчину FeCl₃ додайте рівний об’єм насиченого розчину NH₄SCN, із с(КSCN) = 2 моль/л.

Запишіть Ваші спостереження й рівняння реакцій.

6.1.4. Реакції Fe³⁺ із K₄Fe(CN)₆ та Fe²⁺ із K₃Fe(CN)₆. В одну з пробірок вмістіть 1-2 краплі розчину FeCl₃, а в іншу стільки ж розчину FeSO₄. У першу додайте 1 краплю розчину K₄Fe(CN)₆, а в другу − розчину K₃Fe(CN)₆.

Порівняйте осади, що утворились. За одними уявленнями – це

K⁺ + Fe³⁺ + Fe(CN)₆^4‑  КFe[Fe(CN)₆](s),

K⁺ + Fe²⁺ + Fe(CN)₆^3‑  КFe[Fe(CN)₆](s),

де продути не відрізняються один від одного, за іншими – це «берлінська лазур», Fe₄[Fe(CN)₆]₃(s), що утворюється у другому випадку внаслідок попереднього окисно-відновного перетворення,

Fe(CN)₆^3‑ + е^‑  Fe(CN)₆^4‑, Fe²⁺ – е^‑  Fe³⁺.

Інтенсивне забарвлення є характерним для сполук, у які той самий елемент входить у різних ступенях окиснення.

6.1.5. Окиснення Fe²⁺ до Fe³⁺. До 2-3 крапель розчину FeSO₄ додайте 2‑3 краплі розчину з с(NаОН) = 6 моль/л й 5-10 крапель розчину Н₂О₂ з масовою часткою 3 %.

Запишіть рівняння реакцій, у тому числі окиснення гідроксиду феруму (ІІ) у гідроксид феруму (ІІІ) в лужному середовищі. Знайдіть їх lg K.