Лабораторная работа 16.

Металлы побочных подгрупп.

Цель работы. Изучить химические свойства некоторых наиболее важных соединений металлов побочных подгрупп и овладеть навыками экспери­ментальной работы с этими вещества.

Подготовка, к лабораторной работе. Приступить к подготовке по лабо­раторной работе следует после проработки соответствующего учебного материала по учебникам (см. литературу в конце описания лаборатор­ной работы) и по лекциям. Для систематизации приобретенных знаний прочтите теоретическое введение к лабораторной работе (см. ниже). Необходимо заранее предвидеть опасности при выполнении опытов и знать правила техники безопасности. Ознакомившись с содержанием опы­тов, следует выполнить все указания по оформлению лабораторного жур­нала в том числе и для каждого опыта, а именно: подготовить таблицу 1.

Таблица 1.

Экспериментальные данные к выполнению опыта.*

Исходные реагенты и вещества	Получаемые вещества	Условия проведения опыта	Контроль
Написать химические формулы и названия соединений, указать цвет.	Написать химические формулы веществ, указанных в описании опыта, назвать их и отметить окраску.	Нагревание, охлаждение, перемешивание, порядок загрузки реагентов и т.п.	Выделение газа, растворение осадка, изменение цвета, разогрев и т.п.

Теоретическое введение.

Металлы побочных подгрупп обладают рядом особенностей. Для ато­мов d - элементов в отличие от s - и p - элементов за счет d и f - орбиталей характерен широкий набор валентных состояний. Их кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства изменя­ются в более широких пределах.

С повышением степени окисления элемента свойства гидроксида пе­реходят от основных через амфотерные к кислотным. Например:

Fe(OH)₂ Fe(OH)₃ H₂FeO₄

Cr(OH)₂ Cr(OH)₃ H₂CrO₄

основные амфотерные кислотные

Гидроксиды некоторых элементов (титан, ванадий и др.), соответствующие высшим степеням окисления элементов, имеют амфотерный характер. Но так как одноатомный катион с высоким зарядом, как правило, в растворе существовать не может, то образуются сложные катионы, которые, как и анионы кислот, содержат кислород. Например:

анион

TiO²⁺ + 2OH^- + H₂O ↔ Ti(OH)₄ ↔ 2H⁺ + NiO^2-₃ + H₂O

титанил-ион титанат-ион

+3VO₂

VO²⁺ + 2OH^- + H₂O ↔ V(OH)₄ ↔ 2H⁺ + V₄O^2-₉ + H₂O

ванадил-ион ванадит-ион

VO²⁺+ ­­­­OH^- + 2H₂O ↔ V(OH)₅ ↔ H⁺ + VO^-₃ + 2H₂O

Ванадит (V) – ион или ванадат оксованадил–ион

Анион TiO^2-₃ соответствует кислотному остатку нерастворимой в де титановой метакислоты , которая образуется при кипячении нерастворимого в воде гидроксида Н₂TiO₃ , называемого также титановой ортокислотой Н₄TiO₄. Кислотные свойства гидроксида титана (IV) выражены очень слабо, поэтому он практически не растворяется в водных растворах щелочей.

Кислотные гидроксиды хрома (VI), а также ванадия (IV) и др.являются поликислотами. Например, в водном растворе сосуществуют хромовая кислота H₂CrO₄ и двухромовая кислота H₂Cr₂O₇ . Устойчивыми соединениями являются их соли-хроматы и дихроматы. В растворе, содержащем хромат- и дихромат-ионы, устанавливается равновесие, ко­торое смещается при изменении рН среды.

K⁺

2CrO^2-₄ + 2H⁺ ↔ Cr₂O₇^2-+H₂O

OH^-

желтый цвет оранжевый цвет

хромат-иона дйхромат-иона

При рН < 7 (кислая среда) равновесие смещается в сторону дихромат- иона, а при рН 7 (щелочная среда) - в сторону хромат-иона.

В группе аналогов сверху вниз кислотные свойства гидроксидов при проявлении элементами одинаковой степени окисления падают, а ос­новные свойства возрастают.

Все d-элементы можно разделить на две группы: одна с элект­ронной конфигурацией d¹s² до d⁵s² , и вторая – d⁶s² до d¹⁰s². Для первой группы характерны соединения, соответствующие высшей степени окисления (элементы Sc , Тi , V , Сr ), а для марганца - средней степени окисления, равной 37. Для железа наиболее устойчивыми являются соединения железа (Ш). По этой причине соедине­ния указанных металлов, находящихся в низшей степени окисления, обладают сильными восстановительными свойствами. Поэтому в солях железа (П) вследствие частичного окисления на воздухе всегда присут­ствует железо (Ш). Во всех опытах по изучению свойств железа (П) следует брать наиболее устойчивую двойную кристаллическую соль Мора (NH₄)₂SO₄ ∙ FeSO₄ ∙ 6H₂O. В уравнениях реакций вместо формулы соли Мо­ра можно пользоваться формулой сульфата железа (П), т.к. двойная соль Мора практически полностью диссоциирует при растворении в воде на все составляющие ее ионы.

Дигидроксид железа Fe(OH)₂ также легко окисляется кислородом воздуха и другими окислителями (см. таблицу 2). В соответствие с ха­рактерной степенью окисления для кобальта, равной +2, дигидроксид кобальта Со(ОН)₂ может окисляться только достаточно сильными окислителями типа пероксида водорода Н₂О₂ и брома Br₂. Дигидроксид никеля Ni(OH)₂ окисляется при действии брома и еще более сильных окислителей. .

До сих пор не доказано существование тригидроксида железа экспериментально. Формулу гадроксида железа (Ш) правильнее записывать в виде Fe₂O₃ ∙ nH₂O . Часть этого осадка, по-видимому, представляет собой FeO(OH). В еще большей степени склонны к раз­ложению Co(OH)₃ и Ni(OH)₃,

У d -элементов в группе сверху вниз увеличивается тенденция к проявлению высшей степени окисления и, следовательно, к уменьше­нию окислительных свойств соединений в этом направлении. Например, в V1 В группе соединения хрома (VI) являются сильными окислителями, а соединения вольфрама (V1) проявляют меньшую окислительную актив­ность. Ионы многих d-элементов склонны к комплексообразованию. Большое число комплексов известно для кобальта. Некоторые комплекс­ные соединения ионов Co³⁺ отличаются повышенной прочностью по сравнению с комплексными соединениями ионов Со²⁺. В частности в присутствии аммиака NH₃ комплексные ионы кобальта (П) легко окисляются растворенным в воде кислородом, превращаясь в бо­лее прочные комплексные ионы кобальта III.Стандарт­ные" электродные потенциалы этих окислительно-восстановительных пе­реходов тлеют следующие значения:

[Co(NH₃)₆]³⁺+ é ↔ [Co(NH₃)₆]²⁺; Eº = +0,1 B

O₂ + 2H₂O + 4 é ↔ 4OH^-; Eº = +0,4 B

В то же время аквакомплексы кобальта (П) [Co(H₂О)₆]²⁺ или, безуче­та гидратации, ионы Со²⁺ не окисляются кислородом, т.к. стандарт­ный электродный потенциал соответствующего перехода имеет высокое значение:

[Co(H₂О)₆]³⁺+ 2é ↔ [Co(H₂О)₆]²⁺ ; Eº = + 1,84 В

Из-за наличия не завершенных электронных конфигураций d - подуровней большое число соединений d -элементов являются красиво окрашенными веществами.

Таблица 2