Опыт 2. Сравнение химической активности цинка и кадмия.

В пробирку с 2-3 каплями раствора сульфата кадмия опустить пластинку металлического цинка. Объяснить наблюдаемое. Записать уравнение реакции.

 

Опыт 3. Растворение цинка в кислотах и щелочах.

Поместить в четыре пробирки по одной грануле металлического цинка.

В первую пробирку добавить несколько капель разбавленной серной кислоты, во вторую — несколько капель концентрированной серной кислоты, в третью — концентрированной азотной кислоты, в четвертую — несколько капель концентрированного раствора гидроксида натрия, нагреть её. Что происходит? В каждом случае написать уравнения реакций. Почему разбавленная и концентрированная серная кислота по-разному реагируют с цинком? Какой ион является окислителем в том и другом случае?

 

Опыт 4. Получение и свойства гидроксидов цинка и кадмия.

а). Налить в три пробирки по 1-2 капли раствора соли цинка, добавить по 1-2 капли 2н раствора гидроксида натрия до появления осадка. К содержимому первой пробирки добавить несколько капель разбавленного раствора хлороводородной кислоты до растворения осадка, во вторую пробирку — несколько капель 2н раствора гидроксида натрия, в третью пробирку - несколько капель концентрированного раствора аммиака. Написать уравнения реакций, учитывая, что с гидроксидом натрия и аммиаком образуются соответственно гидроксо- и аммиакатный комплексы цинка.

б). Аналогично опыту 4а из соли кадмия в трех пробирках получить гидроксид кадмия. Исследовать его отношение к хлороводородной кислоте, гидроксиду натрия, раствору аммиака. Написать уравнения реакций и сравнить свойства гидроксидов цинка и кадмия.

 

Опыт 5. Гидролиз солей цинка и кадмия.

Поместить в одну пробирку несколько кристалликов соли цинка, в другую — столько же соли кадмия и растворить их в 1-2 каплях воды. Определить рН растворов с помощью универсальной индикаторной бумажки. Соль какого металла подвергается гидролизу в большей степени? Записать уравнения реакций гидролиза в молекулярной и ионной формах.

Можно проделать этот опыт на предметном стекле, используя готовые растворы солей. Для этого полоски индикатора поместить на стекло и коснуться пипеткой с раствором соли. Определить pH среды.

 

Опыт 6. Получение малорастворимых солей цинка и кадмия.

В две пробирки внести по 1-2 капли раствора сульфида натрия. В первую пробирку добавить 1-2 капли соли цинка, во вторую — соли кадмия. Отметить цвет образовавшихся осадков. Добавить в каждую пробирку по одной капле разбавленного раствора хлороводородной кислоты. Какой из сульфидов лучше растворим в кислоте? Объяснить различную растворимость сульфидов цинка, кадмия. Написать уравнения реакций.

Контрольные вопросы:

1. Как изменяется химическая активность металлов в ряду: цинк - кадмий - ртуть?

2. Какие степени окисления характерны для цинка, кадмия и ртути?

3. Как относятся цинк и кадмий к разбавленным и концентрированным кислотам - соляной, серной и азотной?

4. Как взаимодействует ртуть с азотной кислотой: а) при избытке ртути; б) при избытке кислоты?

5. Как изменяются кислотно-основные свойства в ряду ZnO - CdO - HgO?

6. Какие соединения образуются при действии недостатка и избытка раствора аммиака на растворы а) ZnCl₂, б) CdCl₂, в)HgCl₂?

7. Какая соль в растворе сильнее всего гидролизуется: ZnCl₂, CdCl₂, Na₂ZnO₂ ? Составить уравнения гидролиза.

8. Какой из хлоридов имеет наиболее ионный характер связи: ZnCl₂, CdCl₂, HgCl₂, BaCl₂ ? Расположите их в порядке увеличения ионности связи.

9. Как изменяется устойчивость иодидокомплексов [ЭI₄]^2- в ряду Zn(II) - Cd(II) - Hg(II)? Написать уравнения реакций их получения.

10. При действии цианида калия на аммиакат кадмия образуется комплексный цианид. Какое заключение об относительной устойчивости аммиакатов и цианокомплексов кадмия (II) можно сделать на основании этого факта?

11. Сравнить кислотно-основные свойства гидроксидов Zn(II) и Cd(II). Приведите уравнения реакций, подтверждающих эти свойства.

12. Написать формулы различных типов солей, которые образует цинк.

13. Написать уравнения реакций, протекающих при добавлении щелочи к растворам: а) Hg(NO₃)₂ б) Hg₂(NO₃)₂ в) Cd(NO₃)₂.

14. При помощи каких реакций можно отличить находящиеся в растворе ионы: а) Zn²⁺ и Cd²⁺; б) Hg²⁺ и Hg₂²⁺? Написать уравнения соответствующих реакций.

15. В чем растворяется сульфид цинка: а) NaOH б) HCl в) HNO₃?

16. Закончить уравнения реакций:

а). Zn + HNO₃(разб.) ® NH₄NO₃ +...

б). HgS + HNO₃ + HCl ® H₂SO₄ + H₂[HgCl₄] +...

17. Закончить уравнения реакций:

а). HgCl₂ + NH₃(р-р) ® …,

б). ZnCl₂ + Na₂S ® …?

18. Как осуществить следующие превращения:

а) Zn²⁺ ® Zn(OH)₂ ® [Zn(OH)₄]^2- ® Zn²⁺,

б) Hg²⁺ ® Hg₂Cl₂ ® Hg + HgNH₂Cl?

19. Написать уравнения реакций для следующих превращений:

Zn ® ZnCl₂ ® Na₂ZnO₂ ® Zn(OH)₂ ® [Zn(NH₃)₄](OH)₂

20. Написать уравнения реакций для следующих превращений:

Zn ® Zn(NO₃)₂ ® ZnS ® Zn(NO₃)₂ ® Zn(OH)₂

Медь, серебро.

Медь и серебро d- металлы IБ подгруппы. Электронные формулы валентных электронов атомов металлов: Cu... 3d¹⁰ 4s¹

Ag... 4d¹⁰ 5s¹

Медь и серебро -мягкие пластичные металлы с высокой тепло- и электропроводимостью, с характерным металлическим блеском и цветом; медь- красноватого, серебро - серебристо-белого цвета.

Металлы IБ группы характеризуются высокой энергией металлической связи и высокими энергиями ионизации и, следовательно, относительно низкой химической активностью. Причем медь более активна, чем серебро. Медь непосредственно взаимодействует с кислородом, серой и галогенами, образуя соединения меди (II):

2Cu + O₂ = 2CuO

Cu + Cl₂ = CuCl₂

Исключением является реакция с иодом, при которой получается иодид меди (I). Во влажном воздухе изделия из меди покрываются “патиной” - смесью основных сульфатов и карбонатов меди (II).

Серебро на воздухе в присутствии сероводорода темнеет в результате образования сульфида серебра (I):

Ag + 2H₂S + O₂ = 2Ag₂S + 2 H₂O

Медь и серебро характеризуются положительными значениями стандартных окислительно-восстановительных потенциалов, поэтому они устойчивы в водных средах различной кислотности (в воде, водн. NaOH, водн. HCl и др. кислотах “неокислителях”). Медь и серебро реагируют с разбавленной и концентрированной азотной и концентрированной серной кислотами:

Cu + 2H₂SO₄ (конц.) = CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

Ag + 2HNO₃(конц.) = AgNO₃ + NO₂ + H₂O

Если в растворе возможно образование комплексного соединения, восстановительные свойства металлического серебра усиливаются, например, в присутствии цианидов серебро окисляется кислородом:

4Ag + O₂ + 8CN^- + 2H₂O = 4[Ag(CN)₂] ^- + 4OH ^–

Диаграмма Латимера для меди:

+0,337

0,153 +0,521

Cu ²⁺ Cu⁺ Cu

X = Cl, + 0,538 +0,137

Cu X

X = Br, + 0,640 + 0,033

X = I, + 0,860 – 0,1852

X = CN,» + 1,2» - 0,43

 

Наиболее устойчивой для меди является степень окисления +2. Соединения меди (I) в растворе неустойчивы и диспропорционируют:

2Cu⁺ ® Cu²⁺ + Cu⁰,

а кислородом воздуха окисляются до меди (II). Степень окисления +1 стабилизируется в плохо растворимых соединениях: галогенидах, сульфиде, тиоцианате, оксиде меди (I). Соединения меди (II) являются окислителями средней силы, как правило, восстанавливаются до металлической меди:

CuSO₄ + Fe¯ ® FeSO₄ + Cu¯

 

Восстановление Cu²⁺ до Cu¹⁺ возможно, если образуются осадки, например:

2CuSO₄ + 4KI = 2CuI + I₂ + 2K₂SO₄,

2CuSO₄ + 2Na₂S₂O₃ + 2H₂O = Cu₂S + S +2Na₂SO₄ + 2H₂SO₄

Характерной степенью окисления серебра является степень окисления +1. Серебро (I) в растворе проявляет значительные окислительные свойства и может восстанавливаться до металлического серебра относительно слабыми восстановителями:

 

Cu+2AgNO₃=Cu(NO₃)₂+2Ag

2AgNO₃ + H₂O₂ + 2KOH = 2Ag¯ + O₂ + 2KNO₃ + H₂O.

Диаграмма Латимера для серебра:

+0,017

[Ag(S₂O₃)₂]^3-

+0,7991

Ag⁺ Ag⁰

X=CH₃COO^- + 0,643

AgX

X=Cl^- + 0,2222

X=Br^- + 0,0713

Если серебро (I) входит в состав устойчивого комплекса, например, [Ag(S₂O₃)₂]^3- или плохорастворимого соединения, например, AgX, его окислительная способность уменьшается (см. диаграмму).

При стандартных условиях устойчивыми являются следующие характеристичные соединения:

оксиды: Ag₂O¯ Cu₂O¯ CuO¯

коричн. красн. черн.

гидроксиды: Cu(OH)₂¯

голуб.

ослабление основных свойств

 

Гидроксиды меди (I) и серебра (I) термически неустойчивы, поэтому, например, при действии щелочи на раствор соли серебра (I) образуется не гидроксид, а оксид:

2AgNO₃ + 2NaOH = Ag₂O + 2NaNO₃ + H₂O

Гидроксид меди (II) легко разлагается при нагревании до оксида меди (II): Cu(OH)₂ ® CuO + H₂O

Перечисленные оксиды и гидроксиды плохо растворимы в воде, проявляют основной характер и растворяются в кислотах:

Ag₂O + 2HNO₃ = 2AgNO₃ + H₂O

CuO + 2HCl = CuCl₂ + H₂O

В водных растворах щелочей оксиды и гидроксиды меди и серебра практически не растворяются. Но при сплавлении, например, с гидроксидом натрия оксид или гидроксид меди (II) проявляют амфотерные свойства и образуют соответствующие соли - купраты:

CuO + 2NaOH = Na₂CuO₂ + H₂O

купрат натрия

Оксиды серебра (I) и меди (II) и гидроксид меди (II) растворяются в концентрированном растворе аммиака с образованием аммиакатных комплексов:

Ag₂O¯ + 4NH₄OH = 2[Ag(NH₃)₂]OH + 3H₂O

коричн. бесцв.

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

голуб. фиолет.

Плохо растворимые соли слабых кислот (фосфаты, карбонаты) растворяются в сильных кислотах:

Ag₃PO₄¯ + 3HNO₃ = 3AgNO₃ + H₃PO₄

(CuOH)₂CO₃¯ + 4HCl = 2CuCl₂ + 3H₂O + CO₂

Некоторые соли переходят в раствор в результате комплексообразования. Например, хлорид серебра (I) растворяется в избытке аммиака:

AgCl¯ + 2NH₄OH = [Ag(NH₃)₂]Cl + 2H₂O

Бромид и иодид серебра (I) растворяются в растворе тиосульфата натрия:

AgBr¯ + 2Na₂S₂O₃ = Na₃[Ag(S₂O₃)₂] + NaBr

Среда в водных растворах солей сильных кислот и серебра (I) близка к нейтральной, так как гидролиз по катиону Ag⁺ практически не протекает. Растворимые соли меди (II) в значительной степени гидролизуются по катиону, поэтому среда в их растворах кислая:

Iст. Cu²⁺ + H₂O CuOH⁺ + H⁺

IIст. CuOH⁺ + H₂O Cu(OH)₂ + H⁺

Кроме средних солей медь (II) легко образует основные соли. Например, малахит (природное соединение) имеет в основном состав (CuOH)₂CO₃; на воздухе медные изделия покрываются “патиной”, которая является смесью сульфата и карбоната гидроксомеди (II).

Серебро (I), медь (I) и медь (II) образуют устойчивые комплексные соединения с аммиаком, этилендиамином, тиосульфат, тиоционат-, цианид-ионами.

 

Лабораторная работа №6