Опыт 8. Окислительные свойства солей хрома (VI). 


Мы поможем в написании ваших работ!



ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?

Опыт 8. Окислительные свойства солей хрома (VI).



В пробирку прилить пипеткой 6-7 капель раствора дихромата калия, 2-3 капли раствора серной кислоты и 1-2 капли иодида калия (KI). Отметить, какой стал цвет раствора. Написать уравнение реакции. Указать окислитель, восстановитель; процессы окисления и восстановления. Подобрать коэффициенты ионно-электронным методом. Рассчитать ЭДС реакции. Далее к этому раствору прилить 3 – 4 капли раствора тиосульфата натрия Na2S2O3 для восстановления выделившегося йода по уравнению реакции:

2Na2S2O3 + I2 = Na2S4O6 + 2NaI

Отметить цвет раствора после добавления Na2S2O3. Сделать вывод о свойствах дихромата калия.

 

Контрольные вопросы.

1. Как изменяется химическая активность металлов в ряду Cr – Mо – W?

2. Какие степени окисления характерны для хрома, привести примеры соответствующих соединений с кислородом?

3. В каких кислотах растворяется хром? Написать уравнения соответствующих реакций.

4. Объяснить, учитывая стандартные электродные потенциалы хрома и водорода, почему хром в обычных условиях нерастворим в воде, а при его растворении в кислотах с выделением водорода вначале образуются соединения Cr (II), а не Cr (III)?

5. Какие реакции происходят при сплавлении хрома с окислительно – щелочными смесями: а) KNO3 + KOH; б) KClO3 + KOH; в) NaNO3 + Na2CO3? Написать уравнения реакций взаимодействия хрома с указанными смесями.

6. Охарактеризовать кислотно–основные и окислительно–восстановительные свойства оксидов и гидроксисоединений хрома в различных степенях окисления.

7. Как изменяется сила и устойчивость кислот: H2CrO4, H2MоO4, H2WO4?

8. Как влияет pH раствора на состав хромат-ионов? В какой среде могут существовать ионы Cr2O72-? Рассмотреть схему процесса обратимого превращения Cr2O72- в CrO42- в растворах.

9. Какие свойства – окислительные или восстановительные, характерны в растворе для ионов [Cr(H2O)6]2+, [Cr(H2O)6]3+, [Cr(OH)6]3-, CrO42-, Cr2O72-?

10. Можно ли получить сульфид хрома (III) в водной среде?

11. Сравнить гидролизуемость соединений хрома: а) CrCl2 и CrCl3, б) NaCrO2 и Na2CrO4, в)CrCl3 и NaCrO2.

12. Почему при добавлении хлорида бария к растворам хромата и дихромата калия выпадает осадок одного и того же состава? Дать объяснение. Составить уравнения реакций?

13. Закончить уравнения реакций:

а). Cr(OH)3 + …….. ® [Cr(OH)4]- + ……..

б). Cr2(SO4)3 + Cl2 + KOH ® KCl + ……..

в). K2Cr2O7 + KI + H2SO4 ® I2

г). Cr(OH)2 + ……. ® Cr(OH)3 + …..

14. Написать координационные формулы и названия следующих комплексных соединений: CrCl3 * 6H2O; 3KCN * Cr(CN)3; 3NaF * MoF3.

15. Закончить уравнения реакций, протекающих в различных средах (pH = 7, pH < 7, pH >7), в которых окислителем является дихроматы и хромат ионы, а восстановителем – сульфид аммония и сульфит натрия:

а). К2Cr2O7 + 3(NH4)2S + H2O ® 2Cr(OH)3 + …

б).Cr2O7 2- + 3SO32- +8H+ ® 2Cr3+ + …

в). К2Cr2O7 + (NH4)2S + 2NaOH- ® 2Na3[Cr(OH)6] + …

16. Написать уравнения реакций для следующих превращений:

CrCl3 ® Cr(OH)3 ® Na3 [Cr(OH)6] ® Na2CrO42- ® Na2Cr2O7

17. Какова реакция водных растворов хромата и дихромата калия? Ответ обосновать.

18. В какой среде – кислой или щелочной – наиболее выражены окислительные свойства хрома (VI)? Восстановительные свойства хрома (III)? Ответ обосновать.

19. Как приготовить хромокалиевые квасцы, если в качестве исходного вещества взять дихромат калия? Найти массу K2Cr2O7, необходимую для получения 1 кг квасцов.

20. Какой объем хлора (условия нормальные) выделится при взаимодействии одного моль дихромата натрия с избытком соляной кислоты?

 

Марганец.

Марганец – d – металл VIIВ подгруппы; электронная формула валентных электронов марганца … 3d5 4s2.

Марганец – твердый хрупкий неблагородный металл; в компактном состоянии серебристо – белого цвета, на воздухе принимает серую окраску вследствие образования оксидного слоя.

В ряду стандартных электродных потенциалов металлов располагается между магнием и цинком и является активным металлом. Однако, химическая активность марганца в компактном состоянии сильно снижается за счет пассивирования поверхности оксидной пленкой. При нагревании марганец сгорает на воздухе, образуя оксид состава Mn3O4. Энергично взаимодействует с галогенами, при этом образуются преимущественно солеобразные галогениды марганца (II). При нагревании марганец взаимодействует со всеми остальными неметаллами. Водород хорошо растворим в марганце, но химических соединений не образует.

В отсутствии пассивирования в мелкодисперсном состоянии марганец при нагревании разлагает воду с выделением водорода. Как активный металл, энергично взаимодействует с неокисляющими разбавленными кислотами. При этом образуются только производные марганца (II).

Mn + 2 HCl ® MnCl2 + H2

Подобным образом действует на марганец и разбавленная азотная кислота:

3Mn + 8HNO3 ® 3Mn(NO3)2 + 2NО + 4 H2O

В соединениях марганец проявляет положительные степени окисления от +2 до +7. Причем, наиболее характерны степени окисления +2,+4, и +7 в кислой и нейтральной среде, +6 – в сильнощелочной среде.

Марганец может служить “модельным элементом” для иллюстрации зависимости кислотно–основных свойств оксидов и гидроксидов от степени окисления.

В индивидуальном состоянии для марганца могут быть получены следующие оксиды: Mn+2O, Mn+32O3, Mn+4O2, Mn+72O7.

Все оксиды, кроме высшего Mn2O7, являются твердыми ионно–ковалентными соединениями и с водой не взаимодействуют. Поэтому соответствующие гидроксиды получают косвенными путем. Например, Mn(OH)2 образуется в виде студнеобразного, осадка розового “телесного” цвета действием щелочей на водные растворы солей марганца (II):

MnCl2 + 2NaOH ® Mn(OH)2 + 2NaCl

В отличие от других оксидов Mn2O7 является жидкостью черно-зеленого цвета, обладает молекулярной структурой и характеризуется постоянством состава. Высший оксид марганца (VII) – Mn2O7 – энергично взаимодействует с водой, образуя малоустойчивую марганцевую кислоту – HMnO4:

Mn2O7 + H2O ® 2HMnO4.

Марганцевая кислота существует лишь в растворах с концентрацией не более 20%; при больших концентрациях она разлагается с выделением кислорода:

4HMnO4 ® 4MnO2 + 2H2O + 3O2

Ниже сопоставлены кислотно–основные свойства оксидов и гидроксидов марганца. Формулы соединений, не выделенных в свободном состоянии, приведены в скобках.

оксиды:

Mn+2O Mn+32O3 Mn+4O2 (Mn+52O5) (Mn+6O3) Mn+72O7

гидроксиды:

Mn(OH)2 Mn(OH)3 Mn(OH)4 (H3MnO4) (H2MnO4) (HMnO4)

“телесн” корич. бур. голуб. зелен. фиол.

основ. слаб. осн. амфотер. слаб. кисл. кисл. сильн. кисл.

усиление кислотных свойств

 
 


усиление основных свойств

Гидроксиды Mn(OH)2 и Mn(OH)3 характеризуются преимущественно основным характером. В кислой среде они легко образуют аквакомплексы и соответствующие соли Mn(II):

Mn(OH)2 + 2 HCl ® MnCl2 + 2H2O.

Соединения Mn (III) в кислой среде неустойчивы и легко диспропорционируют или восстанавливаются до солей Mn(II).

Темно – бурый осадок Mn(OH)4 можно получить окислением на воздухе гидроксида Mn(OH)2:

2Mn(OH)2 + O2 + 2H2O ® 2Mn(OH)4

Оксид и гидроксид марганца (IV) являются амфотерными соединениями. И основная, и кислотная функции выражены у них слабо: в разбавленных растворах кислот или щелочей они практически не растворяются.

В концентрированных растворах образуются соли марганца (IV):

MnO2 + 2H2SO4 = Mn(SO4)2 + 2H2O

MnO2 + 2NaOH +2H2O = Na2 [Mn(OH)6]

Соли, отвечающие кислотным свойствам Mn(OH)4, называются манганитами, а гидроксид марганца (IV) в этом случае рассматривается как марганцоватистая кислота.

Манганиты получают прокаливанием диоксида марганца с оксидами металлов:

MnO2 + BaO = BaMnO3

манганит бария

Манганиты неустойчивы, водой легко гидролизуются, и их трудно выделить в чистом виде. Оксид Mn3O4, известный в природе как минерал гаусманит, может быть получен искусственным путем при взаимодействии Mn(OH)4 как кислоты и Mn(OH)2 как основания:

2Mn(OH)2 + Mn(OH)4 = Mn2MnO4 + 4H2O

Таким образом, с химической точки зрения, оксид Mn3O4 является манганитом марганца (II).

Оксиды и гидроксисоединения марганца в степенях окисления +5 и +6 в индивидуальном состоянии или в растворе не выделены. Однако, в сильнощелочной среде косвенным путем могут быть получены соли соответствующих кислот; например:

t°» комнат.

2KMnO4 + K2SO3 + 2KOH ® 2K2MnO4 + K2SO4 + H2O

манганат

t°< 0°C

KMnO4 + K2SO3 + 2KOH ® K3MnO4 + K2SO4 + H2O

изб. гипоманганат

В нейтральной и кислой средах манганаты и гипоманганаты легко диспропорционируют

2K3MnO4 + 2H2O = MnO2 + Na2 MnO4 + 4NaOH

гипоманганат калия

Соединения марганца в высшей степени окисления (+7) – Mn2O7 и HMnO4 проявляют сильнокислотные свойства, по силе сравнимые с соляной кислотой. Они легко реагируют с основаниями, образуя соли – перманганаты.

Mn2O7 + 2NaOH ® 2NaMnO4 + H2O

HMnO4 + NaOH ® NaMnO4 + H2O

Многообразие степеней окисления марганца и различная их устойчивость в кислой, нейтральной и щелочной среде обуславливает разнообразие окислительно- восстановительных свойств соединений марганца.

Диаграмма Латимера для марганца:

+ 1,51

+0,564 +2,26 +0,95 +1,51 – 1,18

MnO4- MnO42- MnO2 Mn3+ Mn2+ Mn

+1,70 + 1,23

       
   


В высшей степени окисления (+7) соединения марганца – перманганаты – проявляют только окислительные свойства; в промежуточных степенях окисления (+4,+6) – двойственную окислительно – восстановительную способность. Причем, в кислой среде более выражены окислительные свойства окисленных форм, а в щелочной – восстановительные свойства восстановленных форм.

В сильнокислой среде наиболее устойчивы соединения марганца (II). Производные с более высокими степенями окисления марганца (+4,+6,+7) проявляют более выраженные окислительные свойства.

MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2O

Причем, самые сильные окислительные свойства характерны для манганат – иона (j0MnO42-/MnО2= 2,23).

Соединения Mn+3 и Mn+6 в кислой и нейтральной среде не устойчивы и самопроизвольно диспропорционируют:

3 MnO2-4 + 4H+ ® 2MnO4- + MnO2 + 2H2O

2 Mn3+ + 2H2O ® Mn2+ + MnO2 + 4H+

Производные Mn (+2) в кислой среде могут выступать в качестве восстановителей только под воздействием наиболее сильных окислителей таких, как висмутат натрия (NaBiO3) или диоксид свинца (PbO2):

2MnSO4 + 5PbO2 + 3H2SO4 = 2HMnO4 + 5PbSO4 + 2H2O

В сильнощелочной среде стабилизируется степень окисления (+6). Поэтому производные Mn+2 и Mn+4 в этих условиях проявляют восстановительные свойства и сильными окислителями превращаются в манганаты:

3MnSO4+2KClO3+12KOH = 3 K2MnO4 + 2KCl + 3K2SO4 + 6H2O

2MnO2 + 4KOH + O2 = 2K2MnO4 + 2H2O

Окислительная способность перманганат – иона MnO4- - в сильнощелочной среде меньше и восстанавливается он до манганат – иона – MnO42-:

2KMnO4 + Na2SO3 + 2KOH = 2K2MnO4 + Na2SO4 + H2O

В нейтральной (слабокислой и слабощелочной) среде наиболее стабильна степень окисления +4, поэтому манганаты и перманганаты в этих условиях восстанавливаются до MnO2.

Наибольшее практическое значение как окислитель имеет перманганат калия. Его окисляющая способность и состав продуктов восстановления определяются кислотностью раствора:

 

+ 5 е Mn2+бесцвет. (в сильнокислой среде)

KMn+7O4 + 3 е Mn+4O2 бурый (в нейтральной среде)

фиол. + 1 е MnO42- зелен. (в сильнощелочной среде)

 

Многие соединения марганца термически неустойчивы. Так, при повышенной температуре перманганат калия ступенчато разлагается с отщеплением кислорода:

2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2

4KMnO4 = 4MnO2 + 2K2O + 3O2

Лабораторная работа №9

 



Поделиться:


Последнее изменение этой страницы: 2016-08-16; просмотров: 768; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы!

infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 3.235.130.73 (0.072 с.)