Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь КАТЕГОРИИ: АрхеологияБиология Генетика География Информатика История Логика Маркетинг Математика Менеджмент Механика Педагогика Религия Социология Технологии Физика Философия Финансы Химия Экология ТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрацииТехника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву Мы поможем в написании ваших работ! ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?
Влияние общества на человека
Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления |
VIIIb. Железо, кобальт, никель
Элементы VIIIB подгруппы образуют три триады: три элемента –семейство железа и шесть элементов - семейство платиновых. Fe, Со, Ni могут проявлять степени окисления:
Fe: +2, +3, (+6); Со: +2, (+3); Ni: +2, (+3).
Если для железа равновероятны степени окисления +2 и +3 и наиболее устойчива +3, то у кобальта и никеля степень окисления +3 бывает в оксидах и гидроксидах, в солях преобладает практически единственная степень окисления +2. При нагревании железо, кобальт, никель - довольно активные металлы, они реагируют как с простыми веществами, так и с кислотами - разбавленными и концентрированными (в ряду напряжений они стоят до водорода). Следует обратить внимание, что при взаимодействии железа с разбавленными кислотами образуются соли Fe(II), а с концентрированными - Fe (III). Химическая активность этих металлов может быть представлена схемой:
Оксиды и гидроксиды этих элементов в 3-х валентном состоянии растворяются в кислотах по-разному в соответствии с устойчивостью соединений:
Fe2O3 + 6HCl = 2FeCl3 + 3Н2О Ni2O3 + 6НСl = 2NiCl2 + Сl2+ 3Н2О 4Со(ОН)3 +4Н2SO4 = 4СоSO4 + О2 + 10Н2О.
Fe, Со, Ni образуют комплексные соединения с NH3, CNS-, CN- и другими лигандами. Различить ионы Fe2+ и Fe3+ можно по следующим реакциям:
3Fe2+ + 2K3[Fe(CN)6] = Fe3[Fe(CN)6]2↓ + 6К+
(образуется синий осадок "турнбулевой сини");
4Fe3+ + 3K4[Fe(CN)6] = Fe4[Fe(CN)6]3↓ + 12К+
(образуется темно-синий осадок "берлинской лазури"). Соли этих элементов подвергаются ступенчатому гидролизу с образованием основных (гидроксо-) солей, а Fe2(CO3)3 - полному гидролизу:
Fe3+ + HOH ↔ FeOH2+ + H+ 2Fe3++3CO32- + 3HOH = 2Fe(OH)3↓ + 3CO2↑
Соли железа (II) - хорошие восстановители:
6FeSO4 + К2Сr2О7 + 7Н2SO4 = 3Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + К2SO4+ 7Н2О.
Работа № 7. Химические свойства металлов Приборы и реактивы: пробирки, штатив и держатель для пробирок; водяная баня. Металлы (стружка): медь, цинк, кадмий, алюминий, железо, кобальт, никель; сухие соли: хлорид цинка, хлорид кадмия, сульфит натрия. Растворы: соляной кислоты (2 н. и конц., ρ = 1,19 г/см3), серной кислоты (2 н. и конц. ρ = 1,84 г/см3), азотной кислоты (2 н. и конц. ρ =1,4 г/см3), гидроксида натрия (2 н.); солей Cu2+, Zn2+, Cd2+, Hg2+, Al3+, Fe2+, Fe3+, Со2+, Ni2+, нитрата ртути (II) и (1) (0,5 н.), Со (II) (насыщ.), сульфида натрия (2 н.); KMnO4 (0,05 н.), йодида калия (2 н.), роданида аммония (0,01 н. и насыщ.), фосфорной кислоты (2 н.), К2Сr2O7 (0,5 н.); гидроксида аммония (2 н.), соли Мора (0,5 н., свежеприготовленный).
Опыт 1. Растворение металлов в кислотах и щелочах Выполнение опыта. Внести последовательно в пять пробирок по 4 - 5 капель различных кислот выбранной концентрации (см. форму таблицы), а в шестую - раствора NaOH. В каждую пробирку добавить по 1 микрошпателю измельченного в стружку металла, слегка подогреть. Провести опыт для имеющихся металлов (Cu, Zn, Cd, Al, Fe, Со, Ni). Результаты наблюдений внести в форму таблицы, вписав в каждую графу только продукты реакции:
Данные для металлов, отсутствующих в эксперименте, вносятся на основе теоретических сведений.
Опыт 2. Получение гидроксидов металлов И исследование их свойств Выполнение опыта. Налить в восемь пробирок по 3 - 4 капли растворов, содержащих ионы солей Cu2+, Zn2+, Cd2+, Hg2+, Al3+, Fe3+, Co2+, Ni2+. Записать окраску ионов. В каждую пробирку добавить по каплям 2 н. раствор NaOH до появления осадков гидроксидов. Отметить их окраску. Доказать амфотерные свойства гидроксидов цинка и алюминия, добавив в каждую пробирку избыток 2 н. раствора NaOH. Отметить, какие осадки растворились в избытке NaOH, а какие - нет. Данные опыта записать в приведенную выше форму таблицы. Написать в молекулярном и ионном виде уравнения реакций растворения гидроксидов цинка и алюминия в избытке NaOH.
|
||||||||||||||||||||||||||||||||
Последнее изменение этой страницы: 2017-02-05; просмотров: 289; 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 - 54.160.133.33 (0.018 с.) |