20120707_Golubev_PR

В пробірку внести 1-2 мл розчину хром (ІІІ) сульфату. Додати по краплях 2 н розчин натрій карбонату. Відзначити колір утвореного осаду. Написати рівняння реакції.

Дослід 4. Відновні властивості сполук Хрому (ІІІ)

В пробірку з 5-6 краплями хром (ІІІ) сульфату додати 2-3 краплі розчину сульфатної кислоти та один мікрошпатель натрій бісмутату NaBiO3. Суміш обережно нагріти до переходу синього забарвлення розчину в жовтогаряче, характерне для іону Cr2O72–. Написати рівняння реакції, скласти електронноіонний баланс.

Дослід 5. Хромати і дихромати

а) перетворення хромату в дихромат

В пробірку з 0,5 мл розчину K2CrO4 додати 0,5 мл 2 н розчину H2SO4. Як змінився колір розчину? Написати рівняння реакції.

б ) перетворення дихромату в хромат

В пробірку з 0,5 мл розчину K2Cr2O7 додати 0,5 мл 2 н розчину NaOH. Як змінився колір розчину? Написати рівняння реакції.

Дослід 6. Окисні властивості калій дихромату

В три пробірки внести по 1 мл розчину K2Cr2O7, додати по 1 мл 2 н розчину H2SO4 і розчин відповідної солі Калію (KІ, KBr, KCl). В яких пробірках відбуваються реакції? Відповідь обгрунтуйте. Використовуючи таблицю стандартних окисно-відновних потенціалів, напишіть рівняння реакцій.

Дослід 7. Утворення молібдатної і вольфраматної кислот

В пробірку з насиченим розчином амоній молібдату (NH4)2MoO4 обережно по краплях додати концентровану сульфатну кислоту до утворення осаду молібдатної кислоти. Написати рівняння реакції. Вольфраматна кислота утворюється аналогічно, взаємодією натрій вольфрамату з концентрованою сульфатною кислотою.

Дослід 8. Утворення малорозчинних солей вольфраматної кислоти

В три пробірки внести по 1 мл насиченого розчину натрій вольфрамату і додати стільки ж розчину: в одну – солі Кальцію, в другу – солі Мангану (ІІ), в третю – солі Феруму (ІІ). Якого кольору утворені осади? Написати рівняння реакцій.

Тема 18 d-Елементи VІІВ-групи (n-1)d5ns2

Теоретичні питання: Загальна характеристика елементів підгрупи Мангану. Поширення в природі, одержання металів. Ступені окиснення елементів в сполуках. Фізичні та хімічні властивості простих речовин.

Манган. Манган (ІІ) оксид та гідроксид. Солі Мангану (ІІ), їх гідроліз. Комплексні сполуки Мангану (ІІ). Манган (ІV) оксид та гідроксид. Кислотно-основні та окисно-відновні властивості сполук Мангану (ІV). Сполуки Мангану (VІ). Манганати, диспропорціонування в розчині. Сполуки Мангану (VІІ). Перманганати, залежність їх окисних властивостей від рН розчину. Манган (VІІ) оксид.

Загальна характеристика сполук Ренію та Технецію. Порівняння кислотно-основних, окисно-відновних властивостей.

Використання простих речовин та сполук елементів підгрупи Мангану в промисловості. Застосування KMnO4 в медицині, фармації та аналітичній хімії.

Література: [1] с.245-251; [2] с. 424-432; [3] с. 431-440

121

Контрольні запитання:

1.Яке місце займає Манган в періодичній системі елементів? Які елементи

єаналогами Мангану? Дайте загальну характеристику елементів підгрупи Мангану. Напишіть електронну будову атома Мангану. Які ступені окиснення може мати Манган?

2.Який мінерал Мангану має важливе практичне значення? Як добувають манган у промисловості? Яке практичне застосування має марганець та сполуки Мангану?

3.Які місця займають Mn, Tc, Re в ряду стандартних електродних потенціалів? З якими кислотами вони взаємодіють? Напишіть рівняння відповідних хімічних реакцій.

4.З якими простими речовинами безпосередньо взаємодіють прості речовини елементів підгрупи Мангану? Які сполуки при цьому утворюються? Напишіть рівняння відповідних реакцій.

5.Напишіть графічні формули всіх оксидів Мангану. Як їх можна добути? Як змінюються кислотно-основні властивості оксидів Мангану від MnО

до Mn2O7? Чому Манган (IV) оксид може проявляти як окисні, так і відновні властивості?

6.Як відбувається зміна кислотно-основних властивостей гідроксидів від

Mn2+ до Mn+7?

7.Які сполуки Мангану називаються манганатами? Якому кольору водні розчині манганатів? Що спостерігається при сильному розведенні цих розчинів водою? Які процеси відбуваються при взаємодії манганатів з водою?

8.Напишіть рівняння відповідних хімічних реакцій, в яких K2MnO4 є: а) окисником; б) відновником; в) самоокисником-самовідновником.

9.Що таке перманганати, як їх можна добути, яке забарвлення мають їх водні розчини і чи стійкі ці розчини? Чому при тривалому зберіганні їх рекомендують зберігати у темному посуді (наприклад, водні розчини

KMnO4)?

10.Як змінюється ступінь окиснення Мангану при відновленні KMnO4 в кислому, нейтральному та лужному середовищах? В якому середовищі

відбувалась реакція між KMnO4 та відновником, якщо розчин набував: а) зеленого кольору; б) бурого кольору; в) відбулося знебарвлення розчину?

11.Охарактеризуйте практичне застосування мангану, технецію та ренію.

12.Яка біологічна функція Мангану?

Біологічна функція d-елементів VІІ групи

Манган належить до мікроелементів. У природі цей елемент поширений у земній корі, морській і річковій воді. Малорозчинні сполуки Мангану в процесі вивітрювання переходять у розчинні сполуки, завдяки яким річкова та морська

122

вода поповнюються Манганом. Вміст Мангану в морській воді становить близько 2 мкг/л. У річковій воді залежно від пори року концентрація Мангану коливається від сотих часток до сотень мкг/л. Середній вміст Мангану в ґрунті становить 600-900 мкг/кг, але залежно від місця й сезону концентрація його змінюється від 1 до 7000 мкг/кг. Манган постійно присутній в атмосфері повітря.

Антропогенними джерелами надходження Мангану в навколишнє середовище є: викиди аерозолів промислових підприємств з видобутку та переробки марганцевих руд, виплавки чавуну й сталі, сплавів, виробництва сухих гальванічних елементів, зварювання й різання металів, органічного синтезу; вихлопні гази автотранспорту, використання фунгіцидів в сільському господарстві.

Біологічна роль Мангану дуже важлива. Він входить до складу металопротеїнового комплексу ферментів, зокрема, до складу піруватдекарбоксилази, супероксидисмутази. Ці ферменти беруть активну участь у циклі Кребса, який здійснюється в мітохондріях клітин. Манган входить до складу ферменту лейцинамінопептидази, де виконує роль активатора. У слизовій оболонці тонкого кишечника цей фермент бере участь у гідролізі білків до амінокислот. Манган посилює окисно-відновні процеси, в яких беруть участь білки, жири й вуглеводи. Він необхідний для формування сполучної тканини й кісток, росту організму, ембріонального розвитку, репродуктивної функції та функції ЦНС. Манган нормалізує вміст холестерину в крові хворих на атеросклероз. Хронічний дефіцит Мангану в організмі призводить до захворювання, що зветься червоний вовчак.

Токсичний вплив Мангану на організм людини. Отруєння можливе під час випадкового потрапляння в організм солей Мангану. Вдихання парів MnSO4, MnCl2 та вживання КМnО4 призводить до розладу кровообігу, ядухи, втрати свідомості. Смертельна доза для людини КМnО4 – 5 г. Під час хронічного отруєння Манганом у робітників розвивається пневмонія, розлади ЦНС, функції щитовидної залози, надниркових і статевих залоз.

В організм людини Манган надходить з питною водою (10-15 мкг) та їжею (2-9 мг) на добу. Манган міститься в усіх продуктах харчування. У листках чаю його концентрація становить 780-930 мг/кг сухої маси; у грецьких горіхах – 7-20; у зернових – 2-100; у бобових – 0,36-32; у коренеплодах – 0,2- 15; у буряках – 37 мг/кг сирої маси, у молоці – 6 мкг/100 г.

Лабораторна робота № 22 d-Елементи VІІВ-групи (підгрупа Мангану)

Мета роботи. Ознайомлення з хімічними властивостями сполук Мангану.

Матеріали та реактиви:

Прилади та посуд: штатив з пробірками; пробіркотримач; газовий пальник; скляна паличка.

Тверді речовини: MnO2; PbO2.

Розчини: дистильована вода; HCl (конц.); HNO3 (6н); H2SO4 (2н); NaOH або KOH (2н); MnSO4 (0,5н); (NH4)2S (0,5н); KMnO4 (0,5н); Na2SO3 або K2SO3 (0,5н); KI (0,5н); Na2S (0,5н); H2O2 (10%).

Дослід 1. Утворення та властивості манган (ІІ) гідроксиду

123

В пробірку внести 1 мл розчину солі Мангану (ІІ) і 2-3 краплі 2 н розчину лугу. Визначити колір осаду. Перемішати розчин скляною паличкою. Колір осаду стає бурим внаслідок окиснення іонів Мангану (ІІ) до Мангану (ІV) оксиду. Написати рівняння реакцій.

Дослід 2. Властивості манган (ІІ) сульфіду

В пробірку внести 1 мл розчину солі Мангану (ІІ) і стільки ж розчину амоній сульфіду. Спостерігати утворення осаду манган сульфіду тілесного кольору. Розчин з осадом перемішати скляною паличкою. Відзначити зміну кольору осаду. Чому це відбувається? Написати рівняння реакції, враховуючи те, що при окисненні манган (ІІ) сульфіду киснем повітря в присутності води утворюється манган (ІV) гідроксид і сірка.

Дослід 3. Окисна дія манган (IV) оксиду

В суху пробірку внести невелику кількість манган (IV) оксиду і 2-3 краплі концентрованої хлоридної кислоти. Визначити, який газ утворюється. Написати рівняння реакції.

Дослід 5. Окисні властивості калій перманганату а) В три пробірки внести по 1 мл калій перманганату. В одну додати 2 мл

2 н розчину сульфатної кислоти, в другу – стільки ж води, в третю – 2 н розчину лугу. В кожну пробірку прилити по кілька крапель розчину калій або натрій сульфіту. Як змінюється колір розчину в кожній пробірці? Написати рівняння реакції, скласти електронно-іонний баланс.

б) Аналогічний дослід повторити в кислому середовищі, використовуючи у якості відновника натрій сульфід.

в) Аналогічний дослід повторити в кислому, нейтральному та лужному середовищах, використовуючи у якості відновника калій йодид. Спостерігати утворення йоду в кислому та нейтральному середовищах та калій йодату КІО3 у лужному середовищі.

Для дослідів б), в) написати рівняння реакцій, вказати ступені окислення окисника і відновника.

Дослід 6. Відновні властивості сполук Мангану (ІІ)

а ) окиснення іону Mn2+ гідроген пероксидом в лужному середовищі

До розчину манган сульфату (3-5 крапель) додати 2-3 краплі розчину лугу та 3-4 краплі 10%-го розчину гідроген пероксиду. Суміш нагріти до припинення виділення кисню внаслідок розкладу надлишку гідроген пероксиду. Спостерігати утворення осаду манган (IV) оксиду.

б) окиснення іону Mn2+ калій перманганатом

До розчину манган сульфату (3-5 крапель) додати стільки ж розчину КMnO4. Спостерігати знебарвлення розчину та утворення бурого осаду.

в) окиснення іону Mn2+ плюмбум (IV) оксидом в кислому середовищі

В пробірку внести невелику кількість PbO2, додати 5-6 крапель 6 н розчину нітратної кислоти, 1-2 краплі солі Мангану (ІІ), наприклад, манган сульфату, і нагріти до кипіння. При цьому утворюється забарвлення, характерне для іону MnO4–.

124

Для всіх реакцій досліду 6 написати рівняння реакцій, вказати ступені окислення окисника і відновника.

Тема 19 d-Елементи VІІІВ-групи ...(n-1)d6-10ns0-2

Побічна підгрупа VIII групи періодичної системи містить елементи підгрупи Феруму – Ферум (Fe), Кобальт (Co), Нікол (Ni) (фероїди) та елементи родини благородних металів – Рутеній (Ru), Родій (Rh), Паладій (Pd), Осмій (Os), Іридій (Ir) та Платина (Pt) (платиноїди).

Теоретичні питання: Загальна характеристика d – елементів VІІІ групи. Родини Феруму (фероїди) та платинових металів (платиноїди). Знаходження в природі, одержання металів у вільному стані.

Родина Феруму (Fe, Co, Ni). Ступені окиснення елементів в сполуках. Фізичні та хімічні властивості простих речовин. Оксиди та гідроксиди елементів (ІІ) та (ІІІ). Кислотно-основні та окисно-відновні властивості. Солі. Комплексні сполуки елементів родини Феруму. Сполуки Феруму (VІ) та їх окисна активність.

Родина платинових металів (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt). Ступені окиснення елементів в сполуках. Фізичні та хімічні властивості простих речовин. Сполуки платинових металів з Оксигеном та їх похідні. Комплексні сполуки Платини (ІІ) та (ІV).

Використання металів VIII групи та їх сполук. Біологічна роль Феруму, Кобальту і Ніколу. Використання їх сполук.

Література: [1] с.408-422; [2] с.433-443; [3] с.441-450

Контрольні запитання:

1.Вкажіть положення елементів підгрупи Феруму в періодичній системі. Які ступені окиснення характерні для цих елементів? Назвіть основні мінерали, які містять Ферум, Кобальт, Нікель. Наведіть основні способи одержання цих металів у вільному стані.

2.Напишіть рівняння основних хімічних реакцій, які відбуваються при доменному процесі. В чому суть конвертерного та мартенівського способів виплавляння сталі? Які хімічні реакції є основою цих процесів?

3.Чим відрізняються чавун, сталь і м’яке залізо? Що таке цементація, алітування та азотування сталі?

4.Яке положення займають елементи підгрупи Феруму в ряду активності металів? Як відносяться метали підгрупи Феруму до кисню повітря, води, кислот та лугів?

5.З якими неметалами взаємодіють залізо, кобальт та нікель? Напишіть рівняння відповідних хімічних реакцій.

6.Що таке корозія заліза? Поясніть суть хімічної та електрохімічної корозії. Напишіть рівняння хімічних реакцій, які відбуваються при корозії заліза. Які існують методи запобігання корозії заліза?

7.Як добути FeO, CoO та NiO та відповідні гідроксиди? Охарактеризуйте кислотно-основні властивості цих сполук.

8.Напишіть рівняння реакцій одержання Е2О3 та Е(ОН)3 (Е – Fe, Co, Ni).

9.Які солі називаються феритами, фератами? Як їх одержують? Які властивості вони мають? Напишіть рівняння відповідних реакцій.

10.Напишіть рівняння якісних реакцій на іони Fe2+, Fe3+.

11.Наведіть приклади комплексних сполук Феруму, Кобальту та Ніколу. Які координаційні числа характерні для них в різних сполуках? Що таке жовта кров’яна сіль, червона кров’яна сіль, турнбулева синька, берлінська блакить?

125

12.Охарактеризуйте практичне застосування металів родини Феруму. 13.Яка біологічна роль і токсична дія сполук елементів родини Феруму?

Біологічна функція d-елементів родини Феруму

Ферум належить до макроелементів. У природі Ферум – один з найпоширеніших елементів, що після Алюмінію займає друге місце серед металів, які містяться в земній корі (4,65 % за масою). Зустрічається частіше в сполуках. Головні мінерали: гематит (Fe2O3), магнетит (Fe3O4), лімоніт

(2Fe2O3×3H2O), сидерит (FeCO3), пірит (FeS2). Вміст Феруму в природних водах становить 0,01-26 мг/л. Присутній Ферум у ґрунтах, звідки потрапляє в рослини, а з їжею та питною водою – в організм тварин і людини.

Антропогенними джерелами надходження Феруму в довкілля є стічні води металургійного, хімічного, нафтохімічного, фармацевтичного, текстильного виробництв та корозія залізних виробів.

Біологічна роль Феруму надзвичайно важлива, вона зумовлена здатністю Феруму утворювати різні комплексні сполуки з молекулярним киснем, азотом, Сульфуром та оксиген-, нітроген-, сульфур-, селеновмісними лігандами, що виконують важливі функції в організмі. Ферумвмісний білок гемоглобін транспортує О2 від легенів до тканин усіх органів. Ферум, який входить у порфіринові комплекси цитохромів, переносить електрони від флавінових ферментів до кисню повітря. На шляху перенесення електронів від одного цитохрому до іншого відбувається синтез молекул АТФ, які виконують роль акумулятора в енергетичній системі організму. У печінці, селезінці, кістковому мозку та слизовій оболонці кишечника міститься запасний тривалентний Ферум у вигляді сполуки, яка називається ферритином. При синтезі гемоглобіну тривалентний Ферум (Fe3+) переходить у двовалентний (Fe2+). Ферритин – металопротеїд, тобто ферумвмісний білок, який є головною резервною формою Феруму в організмі людини й витрачається на утворення гемоглобіну.

Міоглобін м'язової тканини, подібно до гемоглобіну, зв'язує невелику кількість кисню (в середньому 10-15% загальної його кількості), який потрапляє в організм. Особливо багато ферумвмісного міоглобіну в серцевому м'язі, оскільки навантаження на нього надзвичайно велике. Комплексна сполука, що містить Ферум, входить до складу ферментів каталази й пероксидази. Ці ферменти прискорюють окисно-відновні процеси в 100 млн. разів.

Добова потреба у Ферумі дорослої людини становить 11-30 мг та значно зростає при інтенсивних м'язових навантаженнях, у жінок — під час вагітності та годуванні малят.

Якщо вміст Феруму в організмі різко зменшується, в людини з'являються втома, порушується концентрація уваги, послаблюється імунітет, виникають депресивні явища, з'являється сухість шкіри, крихкість нігтів, починає випадати волосся, тьмяніють губи. Нестача Феруму в продуктах харчування призводить до анемії.

Токсичний вплив Феруму. Небезпечними для дітей є ліки, які містять Ферум та ферум сульфат. У разі потрапляння в організм FeSO4 або чистого

126

заліза (для дорослої людини 200-250 мг/кг) вражаються печінка, слизова оболонка кишково-шлункового тракту, можлива смерть. При хронічному отруєнні пилом заліза й ферум (ІІІ) оксидом вражаються легені, слизова оболонка рота, зуби, бронхи. З віком можливе захворювання на онкологічні хвороби.

Ворганізм людини Ферум надходить з водою та продуктами харчування.

Восновних продуктах харчування вміст Феруму становить (мкг/100 г їстівної частини): у рибі – 1000; у м'ясі – 3000; у молоці – 70; у хлібі – 4000; у картоплі – 900; в овочах – 700; у фруктах — 600. Багато Феруму в часнику, цибулі, молодій кропиві, моркві, яблуках, винограді, куразі.

Кобальт відноситься до мікроелементів. У природі зустрічається лише в сполуках. Головними мінералами Кобальту є скуттерудит (CoAs3), саффлоріт ((Co,Fe)As2), кобальтин (CoAsS) та ін. У Світовому океані вміст Кобальту становить 0,03-0,05 мкг/л, у питній воді – 0,002-0,08 мг/л, у ґрунтах – 0,1-13,0 мг/кг. Присутній у рослинах, звідки потрапляє в організм тварин і людини.

Антропогенними джерелами надходження Кобальту в довкілля є викиди гірничо-металургійних комбінатів, пилові викиди цементного виробництва, спалювання кам'яного вугілля, вихлопні гази автомобільного транспорту.

Кобальт є життєво необхідним мікроелементом. Відомий лише один металовмісний вітамін – ціакобаламін. Синтез кобаламінових комплексів відбувається в кишечнику тварин і людини за участі бактерій. Кобаламінові комплекси, що синтезуються кишковими бактеріями, одержали загальну назву вітамін В12. Його антианемічна дія виявляється при незначних кількостях, і тому він належить до числа найбільш біологічно-активних речовин. За участі В12 відбувається синтез білків і нуклеїнових кислот. Вітамін В12 – це кровотворний вітамін, що містить 4,5% Со2+. З його участю відбувається дозрівання еритроцитів в кістковому мозку. За нестачі Кобальту в організмі розвивається перніціозна анемія.

Токсичний вплив Кобальту. Вдихання парів сполук Кобальту викликає гостре отруєння, а саме болі в суглобах, сухий кашель, вражаються бронхи й легені. Пил кобальту і СоО призводить до паралічу й смерті. У робітників, зайнятих на виробництві кобальту, розвивається хронічне отруєння, наслідком якого є шлунково-кишкові захворювання, хвороби серцево-судинної та дихальної систем. Сполуки Кобальту спричиняють шкіряні висипи, екземи.

До організму людини Кобальт потрапляє з їжею та водою. Вміст Кобальту в продуктах харчування (в мг/кг): у м'ясопродуктах – 0,04-0,06; у рибі – 0,01- 0,3; у молоці коров'ячому – 0,004-0,02; в яйці курячому – 0,001; у хлібо-

продуктах – 0,01-0,06; у крупі, бобових – 0,012-0,24; у картоплі – 0,009-0,15; в овочах – 0,002-0,25; у зелені – 0,055; у фруктах – 0,008-0,04; в ягодах – 0,001- 0,03; 100 г меду містить 1-27 мкг Со2+.

Усього протягом доби в організм людини з їжею надходить 70 % (0,133 мг) Кобальту, з питною водою – 30 % (0,047 мг).

Нікол відноситься до мікроелементів. У природі існує в сполуках. Головні мінерали: петландит ((Fe, Ni)9S8), полідіміт (Ni2S4), мілерит (NiS), нікелін

127

(NiAs) та ін. Вміст Ніколу в ґрунтах становить 40 мкг/г; у морській воді – 0,5 мкг/л; у річковій воді – 0,005 мг/л, у поверхневих та підземних водах – 0,01- 0,001 мг/л. Нікол присутній в атмосфері, рослинах, тваринах та організмі людини.

Антропогенними джерелами надходження Ніколу у довкілля є аерозольні викиди промисловості: гірничорудної, кольорової, машинобудівної, металообробної, хімічної. Довкілля забруднюють Ніколом вихлопні гази автотранспорту, теплоелектростанції, що спалюють вугілля й мазут, стічні побутові та промислові води. В довкілля постачають Нікол і курці. Одна цигарка містить 2,2-2,3 мкг Ніколу, 10-20 % якого виділяється з димом.

Нікол – необхідний мікроелемент, бо входить до складу багатьох ферментів, які активізують реакції окислення білків, жирів, вуглеводів. При цьому виділяється енергія, необхідна для життєдіяльності організму. Недостача Ніколу в організмі призводить до сповільнення функцій печінкових ензимів, викликає збої у функціонуванні ендоплазматичних ретикулумів, призводить до порушень дихання в мітохондріях, зміни вмісту ліпідів у печінці. Нікол бере

участь у регуляції метаболізму гема в печінці й нирках.

Токсичний вплив. Нікол разом з Hg2+, Cd2+, Pb2+, Cu2+, Zn2+, Se4+ та Со2+

належать до елементів, що найбільш токсично впливають на довкілля. Хронічне отруєння робітників нікелевого виробництва виявляється в головних болях, ядухах, втраті апетиту, у виникненні гіпертонії, гастриту, захворюванні легень, розвитку дерматитів та екземи. Нікол спричиняє ракові захворювання носоглотки та легенів. Солі Ніколу вражають шкіру, легені, серце, нирки. В організм палія, який випалює 10 цигарок за день, потрапляє 0,004 мг Ніколу.

В організм людини протягом доби надходить 0,3-0,6 мг Ніколу, головним чином, з водою та їжею, з повітрям – 2-14 мкг.

Вміст Ніколу у продуктах харчування такий (в мг/кг): мука пшенична –

0,18; овочі – 0-30; фрукти – 0-0,34; м'ясо – 0-45; печінка – 0,1-0,5; яйце куряче – 0,02-0,03; молочні продукти – 0,03; какао – 0,98; горіхи – 5,1; чай – 8,0;

морепродукти – 0,02-1,7; 100 г меду містить 0,003-0,8 мкг Ni2+.

Лабораторна робота № 23 d-Елементи VІІІВ-групи (елементи родини Феруму)

Мета роботи. Вивчення хімічних властивостей заліза, а також сполук Феруму, Кобальту, Ніколу.

Матеріали та реактиви:

Прилади та посуд: штатив з пробірками; пробіркотримач; газовий пальник; скляна паличка. Тверді речовини: залізо (цвяхи, пластини).

Розчини: дистильована вода; HCl (2н); H2SO4 (конц. та 2н); HNO3 (2н); розчин NH3 (конц.); NaOH або

KOH (2н); KSCN або NH4SCN (0,5н); сіль Мора (0,5н); FeCl3 або Fe2(SO4)3 (0,5н); AgNO3 (0,1н); KI (0,5н); Co(NO3)2 (0,5н); NiSO4 (0,5н); (NH4)2S (0,5н).

Дослід 1. Взаємодія заліза з кислотами

В три пробірки налити по 1 мл розведених (2 н) розчинів кислот: в першу – хлоридну, в другу – сульфатну, в третю – нітратну. В четверту пробірку налити 1 мл концентрованої сульфатної кислоти H2SO4. В кожну пробірку внести невелику кількість заліза. Пробірку з концентрованою H2SO4

128

нагріти. В усі пробірки додати по 1 краплині розчину калій роданіду KSCN, який утворює з іонами Феруму (ІІІ) сіль Fe(SCN)3, забарвлену в червоний колір. В яких пробірках утворюються іони Fe3+? Написати рівняння реакцій.

Дослід 2. Утворення ферум (ІІ) гідроксиду

Для утворення ферум (ІІ) гідроксиду використовують найбільш стійку сіль Феруму (ІІ) – сіль Мора: (NH4)2SO4×FeSO4×6H2O. В пробірку внести 1 мл розчину солі Мора і додати 2 н розчин лугу до утворення світло-зеленого осаду ферум (ІІ) гідроксиду. Перемішати осад скляною паличкою і спостерігати через деякий час побуріння осаду внаслідок окислення ферум (ІІ) гідроксиду в ферум (ІІІ) гідроксид. Написати рівняння реакцій.

Дослід 3. Утворення ферум (ІІІ) гідроксиду

З наявних реактивів отримати ферум (ІІІ) гідроксид і дослідити його відношення до дії розчинів кислоти та лугу. Написати рівняння реакцій.

Дослід 4. Відновні властивості сполук Феруму (ІІ)

відновлення аргентум нітрату

В пробірці змішати рівні об’єми (по декілька крапель) розчинів аргентум нітрату та солі Мора. Пробірку нагріти (не кип’ятити). Що спостерігається? Написати рівняння реакції, скласти електронно-іонний баланс.

Дослід 5. Окисні властивості сполук Феруму (ІІІ)

В пробірку внести 1-2 мл розчину FeCl3 і додати кілька крапель розчину калій йодиду. Спостерігати зміну кольору розчину. Написати рівняння реакції.

Дослід 6. Кобальт (ІІ) і нікол(ІІ) гідроксиди

До розчину солі Кобальту (ІІ) додати по краплях розчин лугу. Спочатку утворююється синій осад основної солі Кобальту (ІІ), який потім змінює забарвлення на рожевий внаслідок утворення кобальт гідроксиду Co(OH)2.

До розчину солі Ніколу (ІІ) додати розчин лугу і одержати осад нікол (ІІ) гідроксиду Ni(OH)2. Спостерігати відношення утворених гідроксидів до кисню повітря, зробити висновки. Написати рівняння реакцій.

Дослід 7. Утворення ферум, кобальт, нікол сульфідів

Отримати в пробірці ферум (ІІІ) сульфід дією амоній сульфіду на розчин FeCl3. Відзначити колір осаду. Аналогічні досліди виконати з розчинами солей Кобальту (ІІ) і Ніколу (ІІ). Написати рівняння реакцій.

Дослід 8. Утворення комплексних сполук Кобальту (ІІ) і Ніколу (ІІ)

В пробірку внести 1-2 мл розчину солі Кобальту (ІІ) і додати по краплях 25%-ний розчин аміаку до розчинення осаду спочатку утвореного кобальт (ІІ) гідроксиду. Який комплекс утворюється? Аналогічний дослід виконати з розчином солі Ніколу (ІІ). Написати рівняння реакцій.

129

ЛІТЕРАТУРА

1.В.В. Григор’єва, В.М. Самійленко, А.М. Сич. Загальна хімія: Підруч. для студ. вищ. навч. закладів. – 2-ге вид., перероб. і допов. – К.: Вища шк., 1991. – 431 с.

2.Є.Я. Левітін, А.М. Бризицька, Р.Г. Клюєва. Загальна та неорганічна хімія. – Х.: Прапор, Видавництво НФАУ, 2000. – 464 с.

3.Н.В. Романова. Загальна та неорганічна хімія. – К.; Ірпінь: ВТФ «Перун», 1998. – 480 с.

4.С.А. Неділько, П.П. Попель. Загальна та неорганічна хімія. Задачі та вправи. – К.: Либідь, 2001. – 398 с.

5.Н.Л. Глинка. Задачи и упражнения по общей химии. – Л.: Химия, 1984. – 264 с.

6.М.Ю. Корнілов, О.І. Білодід, О.А. Голуб. Термінологічний посібник з хімії.

– К.: ІЗМН. – 157 с.

7.И.Е. Шиманович, М.Л. Павлович, В.Ф. Тикавий, П.М. Малашко. Общая химия в формулах, определениях, схемах. – Минск: Изд-во университетское, 1987. – 500 с.

8.В.В. Скопенко, В.В. Григор′єва. Основні класи неорганічних сполук. – К.:

Вища школа, 1997. – 336 с.

9.В.В. Скопенко, В.В. Григорьева. Координационная химия. – К.: Вища шк., 1984. – 231 с.

10.Є.Я. Левітін, А.М. Бризицька, Р.Г. Клюєва та ін.. Практикум з загальної та неорганічної хімії: Навч. посіб. – Х.: Вид-во НФАУ, 2000. – 464 с.

11.П.Г. Нагорний, О.В. Петренко. Загальна та неорганічна хімія: Учб. посібник з хімії для студ. нехім. спец. – К.: Фітоцентр, 2001. – 143 с.

12.Л.А. Бадман и др. Неорганические соединения елементов I-IV групп: Справ. изд. – Л.: Химия, 1988.

13.Л.А. Бадман и др. Неорганические соединения елементов V-VIII групп: Справ. изд. – Л.: Химия, 1988.

14.Биологическая роль микроелементов. – М.: Наука, 1983.

15.Ф.Ф. Боечко. Біологічна хімія. – К.: Вища школа, 1989.

16.М.Г. Поляков. Роль хімічних елементів у життєдіяльності людини. – К.: Знання, 1977.

130