Опыт 1. Взаимодействие железа с кислотами.

В четыре пробирки налить по 5-6 капель кислот: 2н раствора HCl, 2н раствора H₂SO₄, концентрированной H₂SO_4,, 2н раствора азотной. В каждую пробирку внести кусочек железной стружки (или канцелярскую скрепку). Пробирку с концентрированной серной кислотой нагреть. Затем добавить во все растворы по одной капле 0,01н раствора роданида калия или аммония (KCNS или NH₄CNS), которые образуют с ионами железа (III) соль Fe(CNS)₃, интенсивно окрашенную в красный цвет. В каких кислотах образуются ионы Fe³⁺ ?

В тех кислотах, где не произошло окрашивание раствора в красный цвет, при растворении железа образуются ионы Fe²⁺.

Дописать и уравнять реакции растворения железа в различных кислотах и указать в каждой из них окислитель:

а) Fe + HCl ® H₂ +........

б) Fe + H₂SO₄ (разб.) ® H₂ +........

в) Fe + H₂SO₄ (конц) ® SO₂ + H₂O _+........

г) Fe + HNO₃ (разб.) ® NO + H₂O _+.......

 

Опыт 2. Получение гидроксида железа (II) и изучение его свойств.

Соли железа (II) вследствие частичного окисления на воздухе всегда содержат ионы железа (III). Поэтому для изучения свойств железа (II) следует брать наиболее устойчивую к окислению кристаллическую соль Мора /(NH₄)₂SO₄ × Fe(SO₄) × 6H₂O/ и для каждого опыта готовить свежий раствор, помещая несколько кристалликов её в 5-6 капель воды.

В три пробирки налить по 2 капли свежеприготовленного раствора соли Мора и добавлять по каплям 2н раствор щелочи (NaOH) до выпадения зеленовато-серого осадка Fe(OH)₂. В одну из пробирок с осадком прибавить 2н раствора соляной кислоты до растворения его. Какие свойства (кислотные или основные) проявляет гидроксид железа (II)? Осадок во второй пробирке оставить на воздухе на несколько минут, периодически встряхивая пробирку. В третью пробирку добавить 2-3 капли 3%-ного раствора перекиси водорода (Н₂О₂). Отметить изменение цвета осадка от зеленоватого до бурого во второй и третьей пробирках вследствие образования гидроксида железа (III). В каком случае окисление произошло быстрее? Написать уравнения всех реакций: а) получения гидроксида железа (II); б) растворения осадка Fe(OH)₂ в соляной кислоте; в) окисления Fe(OH)₂ в Fe(OH)₃ кислородом воздуха с участием воды; г) окисления Fe(OH)₂ перекисью водорода.

 

 

Опыт 3. Восстановительные свойства железа (II) в кислой среде.

Поместить в пробирку 3 капли раствора перманганата калия (KMnO₄) и 2 капли 2н раствора серной кислоты. Внести в раствор несколько кристалликов соли Мора. Почему происходит обесцвечивание раствора? Что является восстановителем в данной реакции? Дописать уравнение реакции:

KMnO₄ + H₂SO₄ + FeSO₄ ® MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O +.....

 

 

Опыт 4. Получение гидроксида железа (III) и изучение его свойств.

В две пробирки внести по 2 капли раствора соли железа (III) (FeCl₃ или Fe₂(SO₄)₃) и по каплям раствора 2н NaOH до выпадения осадка (отметить цвет). В одну пробирку прилить 5-6 капель 2н раствора HCl или H₂SO₄, а в другую - столько же капель 2н раствора NaOH. Где произошло растворение осадка? Какие свойства (основные или амфотерные) имеет гидроксид железа (III)? Написать уравнения реакций.

 

 

Опыт 5. Окислительные свойства железа (III).

В пробирку с 3 каплями раствора соли железа (III) добавить 1-2 капли раствора иодида калия (KI). Отметить изменение окраски раствора. Какие свойства проявляет ион Fe³⁺? Написать уравнение реакции, учитывая, что одним из продуктов реакции является I₂.

 

 

Опыт 6. Гидролиз солей железа (II) и железа (III)

Поместить две полоски универсального индикатора на предметное стекло и нанести по 1 капле растворов соли Мора и хлорида железа (III) (раздельно). Определить рН растворов этих солей. Написать уравнения (ионные) реакций гидролиза этих солей по первой ступени. Какая соль подвергается гидролизу в большей степени? Какой гидроксид железа (II) или железа (III) имеет более основные свойства?

 

Опыт 7. Качественные реакции на ионы железа.

а) Реакция на ионы железа (II)

К 2-3 каплям раствора соли Мора добавить 1 каплю гексацианoферрата(III) калия (K₃[Fe(CN)₆]). Отметить цвет осадка состава KFe[Fe(CN)₆]. Написать уравнение реакции.

б) Реакция на ион железа (III)

К 2-3 каплям раствора хлорида железа (III) добавить 1 каплю разбавленного раствора роданида калия (KCNS) или аммония (NH₄CNS). Отметить цвет полученного раствора роданида железа (III). Написать уравнение реакции.

 

Опыт 8. Получение гидроксидов кобальта (II), никеля (II) и изучение их свойств.

а) Внести в две пробирки по 2-3 капли раствора соли кобальта (CoCl₂) (цвет отметить) и добавлять в каждую по каплям раствор щелочи. Сначала появляется синий осадок основной соли Со(ОН)Сl, который затем меняет цвет на розовый вследствие образования гидроксида кобальта (II) (Со(ОН)₂). Написать уравнения реакций образования гидроксида кобальта (II) по стадиям. Осадок в одной пробирке встряхнуть и оставить на воздухе на несколько минут. К осадку во второй пробирке добавить 2-3 капли 3%-ного раствора перекиси водорода. Отметить изменение цвета осадка. Написать уравнения реакций окисления Со(ОН)₂ в Со(ОН)₃ кислородом воздуха и перекисью водорода (Н₂О₂). В каком случае окисление идет быстрее?

б) В три пробирки внести по 2-3 капли раствора соли никеля (цвет отметить) и по каплям добавлять раствор щелочи до выпадения осадка гидроксида никеля (II) (цвет отметить). Попробуйте окислить полученный гидроксид различными окислителями. Для этого осадок в первой пробирке оставить на воздухе, во вторую пробирку добавить 2-3 капли 3%-ного раствора Н₂О₂, в третью - 1 каплю бромной воды (Br₂ + H₂O). В какой пробирке наблюдается изменение цвета осадка, т.е. идет окисление Ni(OH)₂ в Ni(OH)₃? Дописать уравнения реакций получения гидроксида никеля (II) и гидроксида никеля (III):

NiSO₄ + NaOH ® Na₂SO₄ +.....

Ni(OH)₂ + Br₂ + NaOH ® NaBr + H₂O +...

 

Контрольные вопросы.

1.. Написать электронные формулы атомов железа, кобальта, никеля.

2. Какие степени окисления характерны для атомов элементов железа, кобальта, никеля?

3. Какое из веществ Fe(OH)₂, Co(OH)₂ или Ni(OH)₂ является более сильным восстановителем? Вывод сделать на основании реакций этих гидроксидов с кислородом воздуха, Н₂О₂ и Br₂. (сила окислителя увеличивается в ряду О₂ ® Н₂О₂ ® Br₂).

4. Написать уравнения реакций, при помощи которых можно различить ионы Fe²⁺ и Fe³⁺.

5. Как получить из металлического железа соль железа (II)? Написать уравнение реакции.

6. Как получить из металлического железа соль железа (III)? Написать уравнение реакции.

7. Какая соль железа сильнее подвергается гидролизу: FeCl₂ или FeCl₃? Написать уравнения реакций гидролиза. Какая реакция среды растворов этих солей?

8. Как перевести соль железа (II) в соль железа (III)? Привести пример такого перехода.

9. Как перевести соль железа (III) в соль железа (II)? Привести пример такой реакции.

10. Могут ли существовать совместно: а) Fe(OH)₂ и H₂O₂?;

б) Ni(OH)₂ и Н₂О₂? Почему? Если идет реакция, то написать её.

11. Могут ли существовать совместно: а) Ni(OH)₂ и Br₂?;

б) FeCl₃ и KI? Если идут реакции, то написать их.

12. Какой гидроксид Fe(OH)₂ или Ni(OH)₂ может окислиться кислородом воздуха? Если реакция идёт, написать её.

13. На чистую поверхность сплава нанесли 1-2 капли концентрированной кислоты и через 2-3 мин. к капле приложили фильтровальную бумагу, смоченную раствором KCNS. На бумаге появилось красное пятно. Какой металл присутствует в сплаве? Написать реакцию.

14. Как можно получить в лаборатории Со(ОН)₃ и Ni(OH)₃? Написать уравнения реакций.

15. При насыщении хлором гидроксида железа(III), взвешенного в растворе гидроксида калия образуется феррат калия. Написать уравнение реакции.

16. Написать уравнения реакций: а) между ферратом бария и концентрированной соляной кислотой; б) между ферратом калия и иодидом калия.

17. Что происходит при добавлении раствора карбоната натрия а) к раствору сульфата железа (II); б) к раствору сульфата железа (III)? Чем вызывается различие в характере образующихся продуктов? Написать уравнения реакций.

18. Написать уравнения реакций, которые могут протекать при действии раствора сульфида натрия а) на раствор хлорида железа(II): б) на раствор хлорида железа(III). Можно ли полученный осадок растворить в избытке соляной кислоты?

19. Какие соединения образуют железо, кобальт, никель с монооксидом углерода? В каких условиях их получают?

20. Привести примеры реакций получения ферритов. Что происходит при добавлении к ферриту натрия избытка воды. Написать уравнения реакций.

ХИМИЯ НЕМЕТАЛЛОВ

Бор

Бор (В) и алюминий входят в главную подгруппу III группы периодической системы. На внешнем электронном слое атомов три электрона:

B ns²np¹

B* ns¹np²

Поскольку на предпоследнем уровне бора всего два электрона, его свойства резко отличаются от свойств других элементов подгруппы - он единственный неметалл в III A подгруппе. Хотя формально бор проявляет степень окисления +3 в оксидах и галогенидах, однако ион В⁺³ неизвестен. В образовании ковалентных связей с неметаллами участвуют три sp² -гибридных облака возбужденного атома бора, поэтому соединения бора со степенью окисления +3 имеют плоско - треугольное строение.

В соединениях с металлами - боридах - бор является акцептором электронов: Mg₃B₂, AlB и др.

При обычных условиях простое вещество бор - твердое вещество (t_пл = 2075 °С). Кристаллическое строение бора особенное. Оно не является характерным ни для металлов, ни для неметаллов. В нем реализуется большее число связей (>4), природа которых не является ни типично металлической, ни обычной ковалентной. Кристалл бора состоит из икосаэдров - правильных двадцатигранников с 12 вершинами. При обычных температурах бор весьма инертен. При высоких температурах он становится активным, взаимодействует с кислородом, галогенами, серой, азотом, углеродом, водородом и многими металлами.

Бор медленно реагирует с такими сильными окислителями, как фтор, горячая концентрированная азотная кислота и царская водка. Аморфный бор постепенно растворяется при кипячении в концентрированной щелочи:

2B + 2NaOH + 2H₂O = 2NaBO₂ + 3H₂

 

Диаграмма Латимера для бора:

BF₄^- -1,295

-0,888

H₃BO₃ B

[B(OH)₄]^1- -1,822

 

Триоксид бора В₂О₃ - кислотный оксид. Известны три его гидратные формы - борные кислоты Н₃ВО₃ – ортоборная кислота

НВО₂ – метаборная кислота

Н₂В₄О₇ – тетраборная кислота

Ортоборная кислота образуется при действии воды на В₂О₃. Это слабая одноосновная кислота. Н₃ВО₃ + Н₂О [В(ОН)₄]^- + Н⁺;

К₁ = 5,8 × 10^-10.

При нагревании Н₃ВО₃ постепенно теряет воду, переходя сначала в метаборную кислоту НВО₂, а затем в тетраборную Н₂В₄О₇ и, наконец, в В₂О₃.

Н₂В₄О₇ + 5 Н₂О 4 Н₃ВО₃ 4 НВО₂ + 4 Н₂О

Соли борной кислоты - бораты- отвечают по составу метаборной или тетраборной кислотам.

При действии любой сильной кислоты на бораты образуется Н₃ВО₃ :

Na₂B₄O₇ + 2HCl ® H₂B₄O₇ + 2NaCl

+ H₂B₄O₇ + 5 H₂O ® 4 H₃BO₃

Na₂B₄O₇ +2HCl + 5 H₂O ® 4 H₃BO₃ + 2 NaCl

В воде растворимы лишь бораты щелочных металлов. Их растворы сильно гидролизованы и имеют щелочную реакцию. Наиболее важные соединения бора - борная кислота H₃BO₃ и бура Na₂B₄O₇* 10 H₂O_.

Водные растворы буры обладают сильно щелочной (рН >>7) реакцией вследствие их гидролиза, который протекает в две стадии:

1) B₄O₇^2- + 3 H₂O 2 H₃BO₃ + 2 BO₂ ^–

Na₂B₂O₇ + 3 H₂O 2 H₃BO₃ + 2 NaBO₂

 

2) 2 BO₂ ^- + 4 H₂O 2 H₃BO₃ + 2 OH^-

2 NaBO₂ + 4 H₂O 2 H₃BO₃ + 2 NaOH

Бура - сырье для синтеза других соединений бора, её применяют при пайке металлов и для приготовления глазурей, эмалей и специального термостойкого стекла для химической посуды.

Бор очень сильный комплексообразователь - акцептор электронов, так как имеет свободные р-орбитали; образует устойчивые комплексы: LiBH₄, HBF₄, KBF₄

 

Лабораторная работа №11