Опыт 1.Получение и свойства гидроксида марганца (II).

В две пробирки внести по 2 капли раствора соли марганца (II) и по 2-3 капли 2 н. раствора гидроксида натрия. Перемешать образовавшийся осадок стеклянной палочкой и отметить его побурение вследствие окисления Mn(OH)₂ до MnO₂ кислородом воздуха. Составить уравнение реакции. Во вторую пробирку с осадком гидроксида марганца (II) добавить 2-3 капли 2 н. раствора серной кислоты. Что наблюдается? Какие свойства характерны для гидроксида Mn (II)? Растворится ли он в избытке щелочи? Составить уравнения реакции.

 

Опыт 2.Восстановительные свойства соединений Mn(II).

а) Внести в пробирку 1-2 капли раствора соли марганца (II), 2-3 капли 2 н. раствора гидроксида натрия и 1-2 капли перекиси водорода. Отметить изменение осадка. Составить уравнение реакции.

б) Внести в пробирку немного диоксида свинца, так, чтобы было покрыто только дно пробирки, добавить туда же несколько капель конц. азотной кислоты и одну каплю раствора соли марганца.(II) Смесь кипятить 1-2 мин. С чем связано появление фиолетовой окраски? Составить уравнение реакции. Эта реакция может быть использована, как качественная, для обнаружения иона Mn²⁺.

в) В пробирку налить 1-2 капли раствора соли марганца (II) и 1-2 капли перманганата калия. Отметить наблюдаемое. Составить уравнение реакции.

Опыт 3.Свойства оксида марганца (IV).

а) Испытать действие на оксид марганца (IV) концентрированных растворов серной и азотной кислот; концентрированного раствора гидроксида натрия. Сделать вывод о свойствах диоксида марганца, его растворимости.

б) В пробирку поместить 1 микрошпатель диоксида марганца и 2-3 капли конц. хлороводородной кислоты. По цвету и запаху определить, какой выделяется газ. Написать уравнение реакции.

 

Опыт 4.Окислительно – восстановительные свойства соединений марганца (VI).

а) Поместить в пробирку 2-3 капли темно – зеленого раствора манганата натрия и добавить 2-3 капли 2 н. раствора уксусной кислоты. Наблюдать появление в растворе фиолетово – розовой окраски и бурого осадка. В какой среде устойчив манганат (VI)? Составить уравнение реакции диспропорционирования манганата натрия.

б) В пробирку с 2-3 каплями раствора манганата (VI) натрия добавить 1-2 капли свежеприготовленной хлорной воды. Объяснить появление фиолетово-розовой окраски в растворе. Окислителем или восстановителем является Mn(VI) в этом процессе? Написать уравнение реакции.

в) Внести в пробирку 1-2 капли соли железа (II), 1-2 капли 2 н. раствора серной кислоты и 1-2 капли манганата (VI) натрия. Объяснить происходящие изменения. Написать уравнение реакции. Какие свойства проявляет манганат (VI)натрия?

г) К 2-3 каплям раствора манганата (VI) натрия добавить несколько кристалликов сульфита натрия. С чем связано обесцвечивание раствора и появление бурого осадка? Какие свойства проявляет в данном случае Mn (VI)? Написать уравнение реакции.

 

Опыт 5.Окислительные свойства перманганата калия.

В три пробирки внести по 1-2 капли раствора перманганата калия. В одну пробирку добавить 2 капли 2 н. раствора серной кислоты, в другую – столько же воды, в третью – 3-4 капли 2 н. раствора щелочи. Во все три пробирки прибавить по одному микрошпателю кристаллического сульфита натрия. Отметить различное изменение первоначальной окраски раствора перманганата в каждом случае.Составить уравнения реакций учитывая, что перманганат превращается в кислой среде в Mn²⁺, в нейтральной – в MnO₂, в щелочной в MnO₄^2-.

 

Контрольные вопросы:

1. Какие степени окисления характерны для марганца. Привести примеры соответствующих соединений с кислородом?

2. Используя значения стандартных окислительно – восстановительных потенциалов, сделать вывод о возможности или невозможности окисления металлического марганца до марганцевой кислоты под действием азотной кислоты.

3. Охарактеризовать кислотно–основные свойства оксидов и гидроксисоединений марганца в различных степенях окисления.

4. Как объяснить, что Mn₂O₇ более легкоплавок (в обычных условиях жидкость), чем MnO и MnO₂ (оба твердые вещества)?

5. Составить уравнения реакций. Охарактеризовать свойства гидроксида марганца (II), учитывая возможность протекания следующих реакций

а).Mn(OH)₂ + H₂SO₄ (разб.) ®

б).Mn(OH)₂ + NH₄Cl ®

в).Mn(OH)₂ + KOH + O₂ ® K₂ [Mn(OH)₆] + ….

г).Mn(OH)₂ + O₂ ® MnO₂ + ….

д).Mn(OH)₂ ® MnO + ….

6. Написать уравнения реакций, в которых из сульфата марганца (II) получается: а). диоксид марганца; б). марганцевая кислота.

7. К раствору сульфата марганца (II) на воздухе добавлен: а). гидроксид калия; б). сульфид аммония; в). перманганат калия. Какое соединение марганца получается при этом в каждом случае? Написать уравнения реакций.

8. Закончить уравнения реакций образования манганатов (VI) щелочных металлов при щелочном сплавлении соединений марганца (II) и (IV):

а).MnSO₄ + KClO₃ + KOH ®

б).MnO₂ + NaNO₃ +NaOH ®

9. Что получится при насыщении углекислым газом раствора K₂MnO₄? Написать уравнение реакции.

10. Закончить уравнения реакций:

а).MnSO₄ + (NH₄)₂S₂O₈ + H₂O ®

б).Mn(NO₃)₂ + NH₄HSO₅ + H₂O ®

Указать другие окислители, которые, подобно пероксосульфатам переводят в кислой среде Mn²⁺ в MnO₄^-.

11. В какой среде окислительные свойства MnO₂ выражены сильнее: в кислой или щелочной?

12. Оценить возможность окисления сульфид – ионов до сульфат – ионов действием MnO₂ в кислой среде.

13. Написать уравнения реакций взаимодействия диоксида марганца а) с концентрированной хлороводородной кислотой; б) с концентрированной серной кислотой.

14. Сравнить окислительную способность перманганата в кислой, нейтральной и щелочной средах. В какой среде перманганат – ионы способны окислить хлорид - ионы?

15. Какие реакции протекают при действии на кристаллический перманганат калия: а) концентрированной серной кислотой; б) концентрированной хлороводородной кислотой; в) при нагревании?

16. Закончить уравнения реакций:

а).K₂MnO₄ + Cl₂ ® …

б).KMnO₄ + NaNO₂ + Ba(OH)₂ ® BaMnO₄ ¯ + …

в).KMnO₄ + KI + H₂O ® I₂ + …

г).KMnO₄ + KI + H₂ SO₄ ® I₂ + …

17. Какую среду имеют водные растворы MnSO₄, K₂MnO₃, K₂MnO₄, KMnO₄?

18. Составить уравнения реакций взаимодействия а) MnO₂ с CaO, б) KMnO₄ с Na₂SO₃ в разных средах.

19. Можно ли перманганатом калия в кислой среде окислить: а) соединения хрома (III) до соединений хрома (VI)? б) соль висмута (III) до соединений висмута (V)?

20. Написать уравнения реакций

а) получения осадков хромата марганца (II), карбоната марганца (II); сульфида марганца (II);

б) растворения этих солей в разбавленной соляной кислоте.

 

 

Железо, кобальт, никель.

Железо, кобальт, никель - металлы VIIIB подгруппы периодической системы Д.И.Менделеева. Электронные формулы валентных слоев этих металлов:

Fe... 3d⁶4s²

Co... 3d⁷4s²

Ni... 3d⁸4s²

У d- элементов VIII B группы по мере заполнения d-орбиталей предвнешнего уровня усиливается горизонтальное сходство с соседним по периоду d- элементом. Поэтому железо, кобальт и никель выделены в триаду железа (семейство железа).

S- Орбиталь внешнего уровня этих элементов заполнена двумя электронами (4s²), а 3d-подуровни заселены d-электронами. В образовании химических связей кроме внешних 4s² - электронов участвуют и 3d- электроны. Однако, ни один из элементов триады железа в соединениях не достигает высший степени окисления +8, соответствующей номеру группы. Для них наиболее характерны степени окисления +2 и +3, причем для кобальта и никеля более типична степень окисления +2 (см. диаграмму).

В ряду Fe - Co - Ni химическая активность металлов понижается, о чем свидетельствует повышающиеся величины энергий ионизации (I₂): Fe - 16,2 эВ; Co -17,1 эВ; Ni - 18,15 эВ, а также электродных потенциалов:

j⁰ _Fe2+/Fe = -0,440B; j⁰ _Co2+/Co = -0,277B; j⁰ _Ni2+/Ni = -0,250B

.При обыкновенной температуре железо очень медленно окисляется кислородом воздуха. Кобальт и никель более устойчивы, так как покрыты защитными оксидными пленками. В ряду стандартных электродных потенциалов эти металлы стоят левее водорода.

С разбавленными соляной и серной кислотами железо, кобальт, никель взаимодействуют с выделением водорода и образованием солей железа (II), кобальта (II), никеля (II).

Fe + 2HCl ® FeCl₂ + H₂

Ni +2HCl ® NiCl₂ + H₂

Концентрированные азотная и серная кислоты на холоде пассивируют железо, а при нагревании окисляют его с образованием солей железа (III):

Fe + 6HNO_{3 (}конц₎ = Fe(NO₃)₃ + 3NO₂ + 3H₂O

Но кобальт и никель окисляются азотной и концентрированной серной кислотой только до двухвалентного состояния:

Co + 4HNO₃ = Co(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

Металлы семейства железа образуют оксиды и гидроксиды состава:

MeO Me(OH)₂ усиление

Me₂O₃ Me(OH)₃ основных свойств

Все они плохо растворимы в воде, но различаются устойчивостью и другими свойствами.

 

Диаграмма Латимера для триады Fe - Co – Ni:

 

+2,20 +0,771 -0,4402

FeO₄^3- Fe³⁺ Fe²⁺ Fe

+0,36 -1,5

[Fe(CN)₆]^3- [Fe(CN)₆]^4-

+1,808 -0,277

Co³⁺ Co²⁺ Co

-0,250

Ni²⁺ Ni

-0,49

[Ni(NH₃)₆]³⁺

Оксиды и гидроксиды двухвалентных металлов проявляют свойства средних оснований (по I-ой стадии диссоциации) и легко взаимодействуют с кислотами с образованием солей металлов (II):

Fe(OH)₂ + 2HCl ® FeCl₂ + 2H₂O

Co(OH)₂ + 2HCl ® CoCl₂ + 2H₂O

Гидроксид железа (II) очень быстро окисляется кислородом воздуха до Fe(OH)_3. Окисление Со(ОН)₂ идет очень медленно, а получить Ni(OH)₃ из Ni(OH)₂ можно только при действии сильных окислителей, например Br₂.

Таким образом, восстановительные свойства в ряду Fe²⁺ - Co²⁺ - Ni²⁺ уменьшаются.

Отношение гидроксида железа (III) к кислотам отличается от отношения к кислотам гидроксидов Со(ОН)₃ и Ni(OH)₃. При действии кислоты на Fe(OH)₃ образуется соль Fe³⁺ и вода, т.е. происходит реакция обмена, в которой гидроксид железа (III) проявляет основные свойства.

Fe(OH)₃ + 3HCl ® FeCl₃ + 3H₂O

При действии же раствора кислоты на Со(ОН)₃ или Ni(OH)₃ происходят окислительно-восстановительные реакции и образуются соли Со²⁺ и Ni²⁺.

Например: 2Co(OH)₃ + 6HCl ® Cl₂ + 2CoCl₂ + 3H₂O

2Ni(OH)₃ + 6HCl ® Cl₂ + 2NiCl₂ + 6H₂O

Некомплексные соли Со³⁺ и Ni³⁺ не существуют. Таким образом, в ряду Fe³⁺ - Co³⁺ - Ni³⁺ усиливаются окислительные свойства (см. диаграмму).

Fe³⁺ - окислитель средней силы(j°_Fe³⁺_{/ Fe}²⁺ =0,77 в), например, способен окислить сульфид- или иодид-ион: 2Fe³⁺ + 2I^- ® 2Fe²⁺ + I₂, но в отличие от Со³⁺ и Ni³⁺ не окисляет хлорид-ион (см. выше).

Амфотерный характер гидроксида железа (III) чрезвычайно слабо выражен в водных растворах, но при сплавлении с сильными основаниями он образует соли - ферриты:

Fe(OH)₃ + NaOH = NaFeO₂ + 2H₂O

феррит натрия

В растворах соли катионов металлов (Меⁿ⁺) семейства железа подвергаются гидролизу с образованием кислой среды. Особенно сильно гидролизуется Fe³⁺:

I ст. Fe³⁺ + H₂O FeOH²⁺ + H⁺

II ст. FeOH²⁺ + H₂O Fe (OH)₂⁺ + H⁺

III ст. Fe(OH)₂⁺ + H₂O Fe (OH)₃ + H⁺

По этой причине соли Fe(III) и некоторых слабых кислот в водной среде не существуют, так как разлагаются с образованием основных солей или гидроксида железа (III). Ферриты при растворении гидролизуются по аниону, поэтому их растворы имеют щелочную среду:

FeO₂^- + H₂O FeO(OH) + OH^-

Для металлов семейства железа очень характерно образование устойчивых нейтральных, катионных и анионных комплексов с СО, CN^-, NH₃ и другими лигандами. Например: Ni + 4CО ® [Ni(CО)₄]⁰.

Гидроксиды кобальта (II) и никеля (II) легко растворяются в избытке аммиака с образованием аммиакатов:

Co(OH)₂¯ + 6NH₄OH ® [Co(NH₃)₆](OH)₂ + 6H₂O

 

Лабораторная работа №10