Добавил:
Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:
Лабораторний пр. Химия ч.22.doc
Скачиваний:
0
Добавлен:
03.05.2019
Размер:
1.37 Mб
Скачать

Контрольні запитання та задачі

  1. Навести коротку характеристику Мангану. Виходячи з будови атома Мангану, показати його можливі валентні стани та ступені окиснення.

  2. Указати зміну кислотно-основних властивостей у ряді: MnO − Mn2O3 − MnO2 − MnO3 − Mn2O7. Написати формули відповідних гідроксидів.

  3. Обчислити розчинність манган (ІІ) гідроксиду в моль/л та г/л, якщо його добуток розчинності дорівнює 1,9 10-13.

  4. Обчислити молярну концентрацію еквівалентів та титр розчину в 250 мл якого міститься 3,95 г калій перманганату. (Ме KMnO4 = 31,6г/моль).

  5. Закінчити рівняння реакцій, підібрати коефіцієнти методом електронного балансу:

    1. MnSO4 + NaBiO3 + HNO3

    2. MnO2 + KClO3 + KOH

    3. KMnO4 + H2SO4 + KI

    4. KMnO4 + КNO2 + H2O

    5. MnO2 + H2SO4 + FeSO4

    6. Mn(OH)2 + O2 + H2O

Тема 12. Ферум. Кобальт. Нікель

Основні теоретичні відомості

VIIIВ група періодичної системи є особливою. На відміну від інших груп вона містить по три елементи у кожному періоді. Це метали, які, по-перше, не мають типових аналогів, а по-друге, не утворюють сполук, ступінь окиснення в яких відповідав би повному числу валентних електронів, а саме – восьми.

До складу побічної підгрупи VIII групи входять дев’ять d-елементів, що об’єднуються у тріаду (родину) Феруму Fe, Co, Ni та платинові метали, які містять всі інші елементи групи. У свою чергу, базуючись на анології властивостей, платинові метали об’єднуються по два (Рутеній Ru - Осмій Os, Родій Rh - Іридій Іr, Паладій Pd - Платина Pt).

За числом d-електронів атоми Fe, Ru, Os подібні до атомів елементів підгрупи мангану, а атоми Ni, Pd і Pt — до атомів елементів підгрупи купруму. Цим і визначається хімічна природа зазначених елементів, тобто їхня хімічна активність повинна змінюватись у такій самій послідовності, як і в елементів побічних підгруп І та VII груп — послаблюватись зі збільшенням протонного числа атомів елементів.

У тріадах металів восьмої групи (Fe, Co, Ni; Ru, Rh, Pd; Os, Ir, Pt) зліва направо внаслідок ефекту d-стиснення радіуси атомів дещо зменшуються, що зумовлює послаблення активності елементів.

Метали родини феруму (залізо, кобальт, нікель) досить активні, на відміну від інших металів VIII групи, тому їх виділяють в окрему родину (фероїди), а метали двох інших тріад подібні між собою і до платини, тому їх об'єднують у родину платинових металів (платиноїди).

Найбільше значення на практиці мають метали тріади Феруму. Fe, Co, Ni мають дуже близькі атомні та йонні радіуси, енергію іонізації і відносну електронегативність. Зовнішні електрони їх ізольованих атомів мають однакову будову 4s2. При збільшені заряду ядра атома у цих елементів добудовується 3d-підрівень, ступінь заповнення якого майже не впливає на розміри атомів та йонів. Найбільш типовими для них є ступені окиснення +2, +3. У феруму ступінь окиснення +3 більш стійкий, ніж +2, оскільки у даному випадку атом Феруму набуває стійку енергетично вигідну d5-електронну конфігурацію. У Кобальта стійкими є сполуки як у ступені окиснення +2, так і +3. Для Ніколю найбільш характерним ступенем окиснення є +2. Для Феруму відома ступінь окиснення +6, яка не характерна для Кобальту та Ніколю.

Ферум – другий за розповсюдженням метал, який поступається лише Алюмінію, і четвертий (після О, Sі, Аl) за наявністю у земній корі елемент. Інколи у природі зустрічається у вільному стані Ферум метеоритного походження. Основні залізні руди: магнітний залізняк (магнетит) Fе3О4, червоний залізняк (гематит) Fе2О3 та бурий залізняк (лімоніт) FеО(ОН).

Кобальт і Ніколь – мало поширені елементи. Їх важливі мінерали: Кобальтовий блиск (кобальтин) СоАsS та нікелін NіАs. Ці мінерали, як правило, зустрічаються разом із сполуками Феруму, Купруму та інших d-елементів у складі поліметалічних руд.

Ферум одержують з руд шляхом карботермічного відновлення оксидів Феруму. Якщо Ферум в рудах знаходиться у вигляді сульфідів чи арсенідів, такі руди попередньо зазнають окисного випалювання.

Зараз головним чином залізо одержують у доменних печах. Хімізм процесів, які при цьому відбуваються, представлено наступними послідовними реакціями:

3Fе2О3 + СО = 2Fе3О4 + СО2,

3О4 + СО = 3FеО + СО2,

FеО + СО = Fе + СО2.

У ході відновлення залізо насичують вуглецем (3-4%), внаслідок чого утворюється чавун.

З такого чавуну відливають деталі машин, станини верстатів, труби тощо. Чавун, який містить Карбону близько 6%, називають передільним і використовують для одержання сталі. Сутність сталеплавильного процесу зводиться до окиснення домішок в чавуні та зниження у ньому вмісту Карбону.

Кобальт і Ніколь при одержанні переводять із сульфідів та арсенідів у оксиди з наступним їх відновленням. Остаточне одержання та очищення Со і Nі здійснюється електролізом, так як у техніці використовують ці метали вищої чистоти.

У компактному кристалічному стані залізо, кобальт і Ніколь – це сріблясто-білі метали, стійкі на повітрі внаслідок утворення захисної оксидної плівки. У дрібнодисперсному стані ці метали пірофорні – самозаймаються на повітрі. Всі три метали – феромагнетики, вони притягуються магнітом.

На механічні та фізико-хімічні властивості Fe, Co і Ni значний вплив мають домішки інших елементів. Тому при розгляді їх хімічних властивостей мають на увазі властивості чистих металів.

Найстійкішим проти дії окисників є нікель, тому він широко використовується для антикорозійного покриття інших металів. Найменш стійким проти дії окисників є залізо.

Під час нагрівання метали родини феруму здатні безпосередньо сполучатися з сіркою, галогенами, киснем, фосфором. Сухий хлор із залізом не взаємодіє, тому його зберігають у стальних балонах. За наявності вологи метали родини Феруму енергійно взаємодіють з хлором:

2Fe + 3С12 = 2FeCl3;

Co + Cl2 = СоС12;

Ni + Cl2 = NiCl2.

З сіркою залізо, кобальт і нікель утворюють сульфіди MeS, що мають чорне забарвлення.

З воднем метали родини феруму не утворюють стехіометричних сполук, однак вони здатні вбирати значні кількості водню, особливо в високодисперсному стані. Найкраще вбирає водень високодисперсний нікель, який утворює продукт, близький за складом до NiH2. Утворення таких металічних фаз зумовлює високу каталітичну активність металів родини феруму (особливо нікелю).

За невисоких температур залізо, кобальт, нікель утворюють з азотом нітриди Fe2N, CoN, Ni3N2 тощо, проте в разі сильного нагрівання ці сполуки розкладаються.

Метали родини феруму виявляють малу активність стосовно вуглецю. Ферум утворює Fe3C, який стійкий лише за високих температур, малостійкий карбід може утворювати кобальт. Для ніколу карбіди не добуті.

Для Fe, Co, Ni характерне утворення карбонілів. Карбоніли Fe(CO)5 і Со2(СО)8 добувають, діючи оксидом карбону (ІІ) на порошкоподібні метали за підвищеного тиску і температури 100—200 °С. Нікол утворює сполуку Ni(CO)4 і за атмосферного тиску. Ферум, кобальт і нікол у карбонілах виявляють формальний нульовий ступінь окиснення.

Всі карбоніли дуже отруйні, практично не розчинні у воді, добре розчиняються в органічних розчинниках.

Залізо, Кобальт і Ніколь належать до металів середньої активності. У електрохімічному ряду напруг вони стоять до водню. Їх хімічна активність у ряду Fe – Co – Ni зменшується.

У компактному стані хімічно чисті Залізо, Кобальт та Ніколь досить стійкі проти дії атмосферних факторів. Проте звичайне залізо, що містить різні домішки, під дією вологи, оксиду вуглецю (ІV) та кисню повітря зазнає корозії (іржавіння) за рівнянням:

4Fe + 3О2 + nН2О = 2(Fe2О3·nН2О).

Залізо, яке є найактивнішим серед металів родини заліза, при сильному нагріванні реагує з водяною парою, витісняючи водень:

3Fe + 4Н2О = Fe3О4 + 4Н2 (t < 570°С);

Fe + Н2О = FeО + Н2 (t > 570°С)

Метали родини заліза при взаємодії з розведеними кислотами не окисниками утворюють солі, в яких виявляють ступінь окиснення +2.

Fe + 2НС1 = FeCl22;

Взаємодія заліза на холоді з розведеною нітратною кислотою приводить до утворення нітрату заліза (ІІ), а Нітроген кислоти, залежно від її концентрації, може відновлюватись до N2, N2О, NО, наприклад:

3Fe + 8НNО3 = 3Fe(NО3)2 + 2NО + 4Н2О.

Концентрована нітратна і сульфатна кислоти Залізо, Кобальт та Ніколь пасивують завдяки утворенню на їх поверхні тонкої оксидної плівки. Кислоти середньої концентрації розчиняють їх з утворенням сполук Fе (ІІІ), Со (ІІ) та Nі (ІІ), наприклад:

Fe + 4НNО3 = Fe(NО3)3 + NО + 2Н2О,

Со + 8НNО3 = 3Со(NО3)2 + 2NО + 4Н2О,

Nі + 2Н24 = NіSО4 + SО2 + 2Н2О.

Залізо, кобальт і ніколь з лугами на взаємодіють.

Найважливішими із сполук елементів родини Феруму є оксиди та солі. Добуто багато сполук, у яких елементи Fе, Со та Nі виявляють ступінь окиснення +2, ці сполуки стійкі у водних розчинах.

Оксиди елементів (ІІ) родини Феруму добувають термічним розкладанням оксилатів відповідних металів. Оксиди – чорний FeО, сіро-зелений СоО та зелений NіО – основні оксиди, з водою не взаємодіють, добре розчиняються в сильних кислотах з утворенням солей.

Відповідні оксидам гідроксиди Ме(ОН)2 утворюються при дії на розчини солей лугів. Це об’ємні осади блідо-зеленого Fе(ОН)2, рожево-червоного (або синього) Со(ОН)2 та зеленого Nі(ОН)2 кольору. Усі гідроксиди практично не розчинні у воді, взаємодіють з кислотами, виявляючи основні властивості.

У ряду Fe – Co – Ni внаслідок ефекту d-стиснення зменшуються радіуси йонів, в результаті чого основні властивості гідроксидів у ряду Fe(ОН)2 – Co(ОН)2 – Ni(ОН)2 послаблюються, а стійкість комплексів зростає.

Свіжо добутий Fe(ОН)2 відразу ж окислюється киснем повітря і переходить у буро-червоний Fe(ОН)3:

4Fe+2(OH)2 + О2° + 2Н2О = 4Fe+3(OH)3.

Подібна реакція з Со(ОН)2 майже не відбувається, а для Ni(OH)2 взагалі неможлива. Добути Ni(OH)3 можна тільки під дією дуже сильних окисників на Ni(OH)2 у сильно лужному середовищі:

2Nі(OH)2 + 2NаОН +Вr2 = 2 Nі(OH)3 + NаВr.

Отже відновна здатність сполук Ме+2 в ряду Fe – Co – Ni

Солі сильних кислот Феруму (ІІ) та його аналогів добре розчиняються у воді і кристалізуються з розчину у вигляді кристалогідратів, наприклад: FeCl2·6Н2О, СоСl2·6Н2О, NіСl2·6Н2О, а також FeSО4·7Н2О тощо. До погано розчинних у воді належать солі слабких та середньої сили кислот – карбонати, ціаніди, силікати, сульфіди фториди.

Йони Me2+ легко утворюють комплексні сполуки з псевдогалогенід-іонами. У разі надлишку SCN--ioном Fe2+, Co2+, Ni2+ утворюють комплексні сполуки [Me(SCN)4]2- і навіть [Мe(SCN)6]4-. Найважливішою з них є комплексна сполука Кобальту, що має синє забарвлення. Цю реакцію використовують для аналітичного виявлення йонів Со2+.

Найстійкішими комплексними сполуками Fe2+, Co2+, Ni2+ є ціанідні. Саме тому внаслідок добавляння надлишку ціанід-іонів оксиди Me(CN)2 швидко розчиняються:

Fe(CN)2 + 4KCN = K4[Fe(CN)6].

У лабораторній практиці широко використовується гексаціаноферат (ІІ) калію K4[Fe(CN)6]·3Н2О (жовта кров'яна сіль). Гексаціаноферат (ІІ) калію здатний осаджувати йони Fe3+. При цьому утворюється сполука Fe4[Fe(CN)6]3 синього кольору, яка під назвою берлінська блакить використовується як фарба:

4FeCl3 + 3K4[Fe(CN)6] = Fe4[Fe(CN)6]3↓ + 12КС1.

За цією реакцією аналітично виявляють йони Fe3+.

Солі Феруму (ІІ) досить легко окислюються до сполук феруму (ІІІ) киснем повітря та різними окисниками вони широко використовуються як відновники. В аналітичній хімії взаємодія між солями Феруму (ІІ) і калій перманганатом, яка відбувається у кислому середовищі за рівнянням:

10FeSO4 + 2КМnО4 + 8H2SO4 = 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O,

використовується для кількісного визначення у розчині Феруму (ІІ).

Солі кобальту (ІІ) стійкі, окислюються лише у лужному середовищі, а солі ніколу – тільки в сильно лужному середовищі.

З оксидів металів родини Феруму типу Ме2О3 за звичайних умов стійкий лише буро-червоний Fе2О3 який утворюється при нагріванні Fе(ОН)3

2Fе(ОН)32О3 + 3H2O.

Оксид Fе2О3 у воді не розчинний, взаємодіє з кислотами та концентрованими лугами виявляючи амфотерні властивості.

В разі зневоднення Со(ОН)3 утворюється Со3О4 (не Со2О3), а потім СоО. Nі(ОН)3 розкладається за температури 140°С з утворенням NіО.

Обережно нагріваючи Со(NО3)2 та Nі(NО3)2 можна добути Со2О3 (темно-коричневий) і Nі2О3 (сіро-чорний):

4Ме(NО3)2 = 2Ме2О3 + 8NО2 + О2

Відповідні оксидам Ме2О3 гідроксиди Ме(ОН)3 взаємодіють з кислотами і за певних умов – з лугами.

Гідроксиди Ме(ОН)3 погано розчиняються у воді, їхня основна функція виявляється значно слабкіше, ніж у Ме(ОН)2. Як оксиди, так і гідроксиди металів (Ш) є амфотерними. Амфотерні властивості Fe(OH)3 виявляються тільки під час сплавляння з лугами й основними оксидами. Процес супроводжується утворенням феритів:

Fe2O3 + 2NaOH = 2NaFeO2 + Н2О.

Під дією води ферити повністю гідролізують:

NaFeO2 + 2Н2О = Fe(OH)3↓ + NaOH.

Амфотерні властивості Со(ОН)3 і Ni(OH)3 виявлені значно слабкіше, ніж у Fe(OH)3.

Оскільки сполуки Fe, Co і Ni, де ці елементи виявляють ступінь окиснення +3, є окисниками, то добути їхні сульфіди Me2S3 шляхом осадження з водних розчинів неможливо. Під дією H2S на розчин солей металів (ІІІ) утворюється суміш MeS і S.

Окисна здатність йонів Ме3+ помітно зростає від Феруму до Ніколу, тому й гідроксиди Ме(ОН)3 по-різному взаємодіють з кислотами. Со(ОН)3, а тим більше Ni(OH)3, виступають окисниками відносно кислот і утворюють солі двовалентних металів.

2Со(ОН)3 + 6НСl = 2СоСl2 + Сl2 + 6Н2О.

Fe(OH)3, взаємодіючи з кислотами, здатний утворювати стійкі солі сильних, багатьох середніх і навіть слабких кислот. Солі сильних кислот здебільшого добре розчиняються у воді і кристалізуються з молекулами води: Fe(NO3)3·9Н2О; Fe(SO4)3·18Н2О; FeCl3·6Н2О тощо.

Солі феруму (Ш) як солі дуже слабкої основи сильно гідролізують, внаслідок чого їхні розчини набувають бурого забарвлення.

Якісною реакцією виявлення йонів Fe3+ є утворення забарвлених у червоний колір роданідних комплексів від [Fe(SCN)(H2O)5]2+ до [Fe(SCN)6]3+.

Ферум (Ш) і кобальт (Ш) утворюють дуже стійкі ціанідні комплекси [Fe(CN)6]3- і [Co(CN)6]3-. Серед них найпоширенішим є гексаціаноферат (Ш) калію K3[Fe(CN)6] (червона кров'яна сіль). Комплексний йон [Fe(CN)6]3- надзвичайно стійкий.

Під дією розчину K3[Fe(CN)6] на розчини, що містять йони Fe2+, утворюється так звана турнбулева синька:

3FeCl2 + 2K3[Fe(CN)6] = Fe3[Fe(CN)6]2 + 6КС1.

В той час як бінарні сполуки для Со (ІІІ) нехарактерні, ступінь окиснення +3 для Co у комплексних сполуках стійкий. Комплексні сполуки кобальту (ІІІ) добувають окисненням сполук кобальту(ІІ):

СоС12 + 7KNO2 + 2СН3СООН = K3[Co(NO2)6]↓ + NO↑ + 2КС1 + Н2О + 2СН3СООК.

На відміну від простих солей, комплексні солі феруму (ІІІ) та кобальту (Ш) практично не гідролізують і значно важче відновлюються. Тривалентні метали здатні утворювати також фторидні комплексні сполуки K3[NiF6], K3[CoF6], Na3[FeF6], а ферум також і хлоридні Мe[FeCl4] та Мe2[FeCl5]. Особливо стійкими є фторидні комплексні сполуки феруму (Ш), тому гідроліз сполук Fe3+ за наявності йонів F- послаблюється.

Крім ступенів окиснення +2 і +3 Ферум може виявляти також ступінь окиснення +6. Під дією сильних окисників у лужному середовищі на Fe(OH)3 або Fe2O3 утворюються ферати, наприклад:

2Fe(OH)3 + 3Вr2 + 10КОН = 2K2FeO4 + 6КВr + 8Н2О.

Сполуки Co (VI) і Ni (VI) не добуті.

Ферати лужних металів здатні розчинятися у воді з утворенням розчинів, забарвлених у червоний колір. Погано розчиняються у воді ферати лужноземельних металів. Ферати дуже сильні окисники, сильніші, ніж КМnО4, тому вони погано зберігаються, особливо їх розчини. У розчинах фератів при нагріванні більшість розкладається з виділенням кисню.

2FеО4 + 10Н2О = 4Fe(OH)3 +8КОН + 3О2

Сполуки Кобальту і Ніколу отруйні.

Лабораторна робота

Дослід 1. Дія кислот на залізо

У три пробірки налити по 4-5 крапель розведенних розчинів хлоридної, сульфатної та нітратної кислот. В кожну пробірку додати по шматочку залізної стружки. Спостерігати реакції і записати їх рівняння.

Як і в попередньому досліді у пробірки налити концентровані розчини хлоридної, сульфатної та нітратної кислот і в кожну внести залізні стружки (під тягою!). Пробірку, в якій реакція спочатку непомітна, злегка нагріти. Написати рівняння відповідних реакцій.

Яку сульфатну кислоту можна перевозити в залізних цистернах і чому?

Дослід 2. Одержання ферум (ІІ) гідроксиду та його властивості

У три пробірки налити по 3-5 крапель свіжо приготованого розчину FeSO4 та додати декілька крапель розчину натрій гідроксиду до утворення зеленуватого осаду. До вмісту першої пробірки додати розчин сульфатної кислоти, другої – надлишок лугу. Охарактеризувати кислотно-основні властивості ферум (ІІ) гідроксиду. Написати рівняння реакцій в молекулярній та йонній формах. Вміст третьої пробірки перемішати скляною паличкою та залишити на повітрі до зміни кольору осаду. Пояснити, що спостерігається. Скласти рівняння реакції окиснення ферум(ІІ) гідроксиду кисням повітря у водному середовищі.

Дослід 3. Одержання ферум (ІІІ) гідроксиду та його властивості

У дві пробірки внести по 2-3 краплі розчину FeCl3 і додати в кожну пробірку по 1-2 краплі розчину натрій гідроксиду. Визначити колір осадів, що утворились. В одну пробірку внести 2-3 краплі сульфатної кислоти, у другу – 2-3 краплі натрій гідроксиду. Свіжоосаджений ферум (ІІІ) гідроксид розчиняється частково у гарячих концентрованих розчинах лугів. Написати відповідні рівняння реакцій.

Дослід 4. Якісні реакції на йони Fe2+ і Fe3+

а) У пробірку налити 2-3 краплі розчину FeSO4 і додати 1-2 краплі гексаціаноферат (ІІІ) калію – червоної кров’яної солі. Спостерігати утворення осаду турнбульової сині KFe2+[Fe3+(CN)6], записати рівняння реакції в молекулярному та йонному вигляді.

б). У пробірку налити 2-3 краплі розчину FeCl3 і додати 1-2 краплі гексаціаноферат (ІІ) калію – жовтої кров’яної солі. Спостерігати утворення осаду берлінської лазурі KFe3+[Fe2+(CN)6]. Записати рівняння реакції в молекулярному та йонному вигляді.

в). У пробірку налити 2-3 краплі розчину FeCl3 і додати 1-2 краплі амоній тіоціанату. Чим обумовлено забарвлення розчину у червоний колір? Написати рівняння реакції.

Дослід 5. Відновні властивості сполук феруму(ІІ)

У дві пробірки наліти 3-5 крапель свіжовиготованого розчину FeSO4, підкислити2-3 краплями розведеної сульфатної кислоти. У першу пробірку додати декілька крапель розчину КМnО4 , у другу – розчину К2Сr2О7. Що при цьому спостерігається? За допомогою розчину амоній тіоціанату встановити наявність у кожній пробірці Fe3+. Написати рівняння реакцій і скласти до них електронний баланс.

Дослід 6. Окисні властивості сполук Феруму (ІІІ)

У дві пробірки налити по 2-3 краплі розчину FeCl3. У одну з них додати розчин калій йодиду і кілька крапель розчину крохмалю. Що при цьому спостерігається?

У другу пробірку додати 3-5 крапель прозорого розчину сірководневої води і спостерігати за помутнінням розчину внаслідок виділення сірки.

Написати рівняння і скласти до них електронний баланс.

Дослід 7. Гідроліз солей Феруму (ІІ) та Феруму (ІІІ)

а). На дві смужки універсального індикаторного паперу нанести по краплі розчинів FeSO4 та FeCl3. Визначити рН розчинів. Написати йонне та молекулярне рівняння реакцій гідролізу. Пояснити, чому катіон Ферума (ІІІ) гідролізується краще ніж катіон Ферума (ІІ).

б). У пробірку внести 4-5 крапель розчину Ферум (ІІІ) хлориду та краплями додати розчин натрій карбонату. Відмітити утворення осаду Fe(OH)3 та виділення газу. Написати йоне та молекулярне рівняння реакцій гідролізу.

Дослід 8. Одержання і властивості кобальт (ІІ) гідроксиду

Внести у пробірку 3-5 крапель розчину кобальт (ІІ) хлориду і додати краплями такий самий об’єм натрій гідроксиду. Спостерігати за утворенням осаду основної солі кобальту CoOHСl синього кольору, яка при додаванні надлишку лугу перетворюється у рожевий кобальт (ІІ) гідроксид (реакція прискорюється нагріванням).

Осад з рідиною розділити на дві пробірки. В одну з них додати розведеної сульфатної кислоти до розчинення осаду. У другу пробірку додати 2-3 краплі розчину пероксид гідрогену з масовою часткою 3%. Відмітити зміну кольору осаду. Зробити висновок про кислотно-основні та окисно-відновні властивості кобальт (ІІ) гідроксиду.

Написати рівняння відповідних реакцій.

Дослід 9. Одержання і властивості ніколь (ІІ) гідроксиду

Внести у пробірку 3-5 крапель розчину ніколь (ІІ) сульфату і додати краплями такий самий об’єм натрій гідроксиду до утворення осаду.

Осад з рідиною розділити на три пробірки. В одну з них додати розведеної сульфатної кислоти до розчинення осаду. У другу – 2-3 краплі розчину пероксид гідрогену з масовою часткою 3%, у третю – 1-2 краплі бромної води. Зробити висновок про кислотно-основні та окисно-відновні властивості ніколь (ІІ) гідроксиду. Порівняти відновні властивості гідроксидів кобальту (ІІ) та ніколу (ІІ).

Тут вы можете оставить комментарий к выбранному абзацу или сообщить об ошибке.

Оставленные комментарии видны всем.