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 |
Окислительные свойства перманганата калия
а) К раствору соли железа (II), подкисленному H2SO4, прибавляют по каплям разбавленный раствор перманганата калия и наблюдают его обесцвечивание. Реакция идет по уравнению: 5Fe2+ + MnO4- + 8H+ → 5 Fe3+ + Mn2+ + 4 H2O Обесцвечивание KMnO4 происходит и при добавлении его к нагретому почти до кипения подкисленному раствору щавелевой кислоты или ее соли: 5 C2O42- + 2 MnO4- + 16H+ →2Mn2+ + 8 H2O + 10 CO2↑ Восстановление MnO4 до Mn2+ достигается также действием перекиси водорода, играющей здесь роль восстановителя: 2 MnO4- +5 H2O2 +6H+ →2Mn2+ + 8 H2O + 5 O2↑ К 1 мл KMnO4 прибавить 1 мл 2э H2SO4 и 3-5 капель 10%-го раствора пероксида водорода. С помощью тлеющей лучины проверьте выделение кислорода. б) Восстановление перманганата калия сульфитом натрия В три пробирки налить 1-2 мл перманганата калия. В одну из них, добавьте 1 мл 2э раствора серной кислоты, в другую столько же воды, в третью 1 мл 2э раствора NaOH.. Во все три пробирки добавьте несколько кристалликов сульфита натрия. Наблюдайте изменение окраски раствора в каждой из пробирок. Напишите уравнения реакций, происходящих в пробирках. В какой из пробирок окислительные свойства MnO4- проявляются в наибольшей степени и чем это объясняется? в) Окисление перманганатом калия сульфата марганца. К 2-3 мл раствора перманганата калия добавьте столько же раствора сульфата марганца. Что наблюдается? Какую реакцию имеет раствор? Проверить его индикаторной бумажкой. Составьте уравнение реакции. Сделать общий вывод относительно окислительно-восстановительных свойств перманганат-иона. Серебро Ион Ag+ в водных растворах бесцветен. 1. Соляная кислота с ионами Ag+ образует белый творожистый осадок хлорида серебра, растворимый в растворе аммиака, цианида калия KCN и тиосульфата натрия Na2S2O3. При этом образуются комплексные ионы: [Ag(NH3)2]+, [[Ag(NH3)2]+, [Ag(S2O3)2 ]3- При подкислении аммиачного раствора хлорида серебра азотной кислотой или при прибавлении раствора KI выпадают осадки: в первом случае - белый AgCI, во втором – светло-желтый AgI, который значительно менее растворим, чем AgCI. Уравнение реакции разрушения аммиачного комплекса азотной кислотой: [Ag(NH3)2]+ + CI- +2H+= AgCI + 2 NH4+ Взаимодействие аммиачного комплекса с йодидом калия выражается уравнением: [Ag (NH3)2]CI + KI +2H2O= AgI + KCI + 2 NH4OH Выполнение реакции
К 2-3 каплям исследуемого раствора прибавить 2-3 капли 2э раствора HCI. Прозрачную жидкость слить с осадка. Осадок растворить в растворе аммиака (добавить по каплям). К полученному прозрачному аммиачному раствору прилить 2э раствор HNO3 до кислой реакции (проба на лакмус) или прилить раствор KI. В присутствии серебра появляется муть. 2. Хромат калия K2CrO4 и биохромат калия K2Cr2O7 образуют кирпично-красный осадок хромата серебра Ag2Cr2O7 Оба осадка легко растворяются в уксусной кислоте. Выполнение реакции К 2-3 каплям исследуемого раствора прилить 2-3 капли 2 э раствора (NH4)2CO3, если выпадет осадок, смесь отцентрифугировать. Одну каплю центрифугата поместить на фильтровальную бумагу, прибавить 2-3 капли 2э раствора уксусной кислоты и каплю K2CrO4. В присутствии серебра образуется краснокирпичный осадок или окрашенное пятно. 3. Хромат калия K2CrO4 образует с Ag+ осадок кирпично-красного цвета: 2Ag+ + CrO42- → Ag2CrO4↓. Осадок растворим в HNO3 и в NH4OH, но весьма трудно растворяется в CH3COOH. Реакцию следует проводить при рН=7. В щелочной среде выпадает осадок окиси серебра (Ag2O). В аммиачной среде и в сильнокислой среде осадок не образуется. Гидрофосфат натрия Na2HPO4 образует с Ag+ желтый осадок Ag3PO4, растворимый в HNO3 и в NH4OH: 3Ag+ + 2HPO42-→ Ag3PO4↓ + H2PO4- 4. Растворы бромидов и иодидов (ионы Br- и I-) дают с Ag + бледно-желтый осадок AgBr и желтый AgI: Ag+ + I- → AgI (ПР=8,3·10-17) AgI не растворяется в NH4OH, в KCN или Na2S2O3. Образует комплексы [Ag(CN)2]- и [Ag(S2O3)2]3-, менее диссоциированные по сравнению с [Ag(NH3)2]+, поэтому AgBr и AgI растворяются. 5. Восстановление Ag+ до металлического серебра. Ион Ag+ имеет сравнительно высокий стандартный потенциал (E0=0.86B) и поэтому может быть восстановлен до металлического серебра различными восстановителями. а) Восстановление формальдегидом HCOOH. В пробирку, очищенную от жира промыванием хромовой смесью и водой, помещают несколько капель раствора соли серебра и разбавляют 10 каплями воды. Туда же добавляют 8-10 капель 2э раствора NH4OH и несколько капель разбавленного раствора формальдегида (формалина). При погружении в горячую воду на стенках ее образуется блестящее зеркало металлического серебра:
2Ag+ + 3 NH4OH + HCOOH →2Ag↓ + HCOO- + 3 NH4+ + 2 H2O б) Восстановление ионами Mn2+. На полоску бумага наносят каплю раствора HCI. В центр получившегося влажного пятна помещают капилляр с раствором исследуемой соли серебра. При этом образуется осадок AgCI. Осадок тщательно промывают, поставив в центр пятна капилляр, содержащий столько воды, сколько ее может быть удержано капиллярными силами. Затем промытый осадок смачивают каплей раствора Mn2+ и действуют маленькой каплей концентрированного раствора NaOH. В присутствии Mn2+, который восстанавливает AgCI до металлического серебра, пятно чернеет. (удобнее использовать аммиачный раствор AgNO3, для его приготовления к насыщенному раствору AgNO3 прибавляют столько концентрированного аммиака, чтобы растворился осадок. Затем добавляют еще столько же аммиака, сколько его уже было приготовлено. При наличии этого реагента для обнаружения Mn2+ на полоску фильтрованной бумаги наносят последовательно каплю исследуемого раствора и каплю реагента. Реакция восстановления Ag+: 2AgCI + Mn2+ + 4 OH-→2Ag↓ + MnO(OH)2+ + 2 CI- + H2O↓ Реакции Cu 2+ ионов Растворы солей меди (II) окрашены в голубой или зеленый цвет. 1. Едкие щелочи NaOH и KOH образуют с Cu2+ голубой осадок, чернеющий при нагревании вследствии превращения в CuO Cu2+ + 2 OH- →Cu (OH)2↓ : Cu(OH)2 → CuO↓ + H2O Гидроокись меди обладает слабо выраженными амфотерными свойствами и поэтому частично растворима в избытке NaOH или KOH (особенно при нагревании с образованием купритов. В присутствии глицерина, винной, лимонной кислоты и некоторых других органических соединений, содержащих гидроксильные группы, Cu2+ - ион образует комплексные соединения синего цвета, не осаждаемые щелочами. Убедитесь в этом на опыте, прибавив к раствору соли меди несколько капель раствора глицерина или винной кислоты и подействовав щелочью. 2. Аммиак NH 4 OH, прибавленный в небольшом количестве, осаждает основную соль зеленоватого цвета, например (CuOH)2SO4, легко растворимы в избытке реагента. При рН>9 образуется аммиачный комплекс интенсивно синего цвета. В ионном виде данная характерная реакция Cu2+ может быть представлена уравнениями: 2Cu2+ + SO42- + 2 NH4OH → [Cu(OH)]2SO4↓ +2NH3 [Cu(OH)]2SO4↓ +8 NH4OH → 2[Cu(NH3)4]2+ + SO42- +2OH- +8H2O При подкислении этот комплекс разрушается вследствие связывания молекулы NH3 ионами Н+ с образованием более устойчивого комплекса NH4+. При этом синяя окраска раствора переходит в голубую (цвет Cu2+-ионов). Убедитесь в этом на опыте. 3.Гексацианоферрат (11) калия K4[Fe(CN)6] при рН≤ образует с Cu2+ красно-бурый осадок гексацианоферрата (11) меди: 2Cu2+ +[Fe(CN)6] 4- → Cu2 [Fe(CN)6] ↓
Контрольные вопросы и задачи 1. Запишите уравнения качественных реакций для ионов Fe3+, Fe2+, Cu2=, Co2+, Zn2+. 2. Почему многие соединения железа (11) на воздухе меняют окраску? 3. Объяснить повышенную способность d-элементов (особенно железа, кобальта, никеля) к комплексообразованию. 4. Написать формулы оксидов и гидроксидов d-элементов, проявляющих а) основные свойства, б) амфотерные, в) кислотные свойства. Чем объяснить различие в их свойствах? 5. Какие условия необходимы для перевода соединений Mn(IV) в производные Mn(II) и Mn(VI)? Приведите примеры реакций. 6. Какие продукты получаются при действии на перманганат калия концентрированной соляной кислоты? Написать уравнение реакции.
7. Какой объем 0,02 э раствора перманганата калия потребуется для полного окисления в кислой среде сульфита натрия, содержащего в 5 мл 0,011584 раствора Na2SO3? 8. Используя стандартные окислительно-восстановительные потенциалы, определить направление реакции: 6MnO4- + 10 Cr3+ + 11H2O = 6Mn2+ + 5 Cr2O72- + 22H+ 9. Закончить уравнения реакций: а) Fe2+ + H2O2 + OH- б) Mn2+ + PbO2 + H+ →Pb2+ + … в) KmnO4 + NaNO2 + Ba(OH)2→ г) Mn2+ + Br2 + OH- →
Р – ЭЛЕМЕНТЫ Ш А группа элементов. Кроме бора, все элементы группы – металлы, образующие ионные соединения, теряя S- и Р- электроны, атомы превращаются в ионы Ме3+. После гибридизации образуют ковалентные связи типа sp2, sp3. А1 – один из важнейших металлов. Бор, галлий, индий и таллий Бор- неметалл, плохо проводит электрический ток. Его получают из боратов, из буры. Бор применяют в качестве поглотителя нейтронов в ядерных реакторах и при выплавке сталей. Он является активным элементом, легко реагирует с кислородом, галогенами и другими металлами, образуя ковалентные соединения. Ga, In, Ti – металлы, похожие на алюминий. Алюминий Хотя алюминий наиболее распространенный в земной коре металл, и з руды его выделили примерно 150 лет назад, он был большой редкостью и был дороже золота. Издавна известны два соединения - прекрасные кристаллы, которые химики назвали квасцами – сульфат А1- калия. Другое соединение с основными свойствами назвали глинозем. Дэви пытался в 1807 г получить А1 электролизером, он потерпел неудачу. Впервые А1 был получен в 1860 г. Смесь оксида А1, древесного угля и поваренной соли Девиль (франц. химик) нагрел в токе хлора. В результате получилось соединение Na3AICI6 – гексахлоралюминат натрия. Далее это соединение Девиль сплавил с избытком натрия, получил расплавленный алюминий (очень мало). В 1886 г американский студент (ему было 21 год) получил электролизом чистый алюминий. Производство алюминия требует больших затрат электроэнергии. Для получения 1 тонны алюминия необходимо примерно 150000 кВт/час, а расход графитовых электродов составляет примерно 0,7 т. Применение. Плотность алюминия небольшая, он не коррозирует. Будучи совершенно нетоксичным, он представляет собой идеальный вариант для упаковки пищевых продуктов. Самолетостроение и автомобильная промышленность использует алюминий в больших количествах.
Алюминий хорошо проводит теплоту. Обладая хорошей теплопроводностью, используется в качестве термоизолятора. В качестве теплопроводника его применяют для изготовления кастрюль и кулинарной фольги. Алюминий отражает радиационное тепло (т. е. инфракрасные лучи). Преждевременно родившихся детей иногда заворачивают в алюминиевую фольгу, которая сохраняет теплоту, отражая теплоизлучение тела. Пожарные США используют костюмы, покрытые алюминием для отражения теплового излучения. Полированный алюминий используют в рефракторах автомобильных фар. Алюминий хорошо проводит электричество и заменяет медь в электрических проводах. Мачты высоковольтных линий электропередач должны располагать, в случае алюминиевых проводов на больших расстояниях друг от друга, чем в случае медных. Так алюминий значительно легче. Чистый алюминий слишком мягок и поэтому используют его сплав (А1, Mg) или (А1, Mg, Cu), например в самолетах и кораблестроении. Все большее и большее число деталей машин делают из алюминия. Алюминиевой рудой получают боксит AI2O3·2H2O, который в качестве примесей содержит диоксид кремния и оксид железа (Ш). Их отделяют. Температура плавления AI2O3 20500С, поэтому для снижения температуры добавляют криолит Na3AIF6 и СаF2. Электронные процессы: AI2O3 ↔ AI3+ +AIO33- Катод: AI3+ + 3е → AI0 Анод: 4 AIO33—12е→ 2 AI2O3 + 2О2 Химические свойства металла и иона AI 3+ Чистая поверхность алюминия немедленно реагирует с влагой воздуха, образуя рыхлый налет гидроксида алюминия (О2 удалить и добавить HgCI2). AI непосредственно реагирует с неметаллами: О2, S, N, C (t) и галогенами, образуя соединения: AI2O3, A12S3, A1N, A14C3, A1HaI3. Из-за большой электроположительности алюминий используют для выделения других металлов (например, хрома) из их оксидов (алюмотермия). С оксидами металлов: 2 AI+ Cr2O3 → 2 Cr + AI2O3 HNO 3 пассивирует алюминий, увеличивая толщину оксидной пленки. HCI, H2SO4 (довольно концентрированные) реагируют с алюминием, давая соли: 2 AI + 6НС1 → 2 A12(SO4)(водн) +3 SO2(г) +6Н2О (ж) Щелочи реагируют с алюминием, выделяя водород и образуя алюминат: 2 AI + 2ОН - (водн) +6 Н2О (ж) →2 AI(ОН)4- + 3Н2(г) Реакция начинается медленно и ускоряется по мере разрушения защитной пленки. Ион А13+ способен поляризовать электронную оболочку аниона, образуя ковалентную связь. AIF3 – ионное соединение. AIС13, AIBr3, ALI3 – ковалентные полярные связи. В водном растворе ион А13+ стабилизирован координированными молекулами воды и существует в виде гексаакваалюминий – иона [AI(Н2О)6]3+. Молекулы воды, являются растворителем (вода амфотерна), в данном случае она выступает как основание: [AI(Н2О)6]3+ + Н2О↔[AI(ОН) (Н2О)5]2+ +Н3О+ [AI(ОН) (Н2О)5]2++ Н2О↔[AI(ОН)2 (Н2О)4]+ +Н3О+ Т.е. образуются ионы оксония, и раствор становится кислым (как в гидролизе). В присутствии более сильных оснований (например, ОН -, СО32-, S2-) ионы Н3О+ удаляются и равновесие смещеется вправо. Сильные основания могут также удалить третий протон: [AI(ОН)2 (Н2О)4]+ + ОН-↔[AI(ОН)3 (Н2О)3](тв) Образуется осадок гидратированного гидроксида алюминия. Если добавляется избыток гидроксид-ионов, протоны «отрываются» от осадка:
[AI(ОН)3 (Н2О)3](тв)+ОН--↔[AI(ОН)4 (Н2О)2](водн)+Н2О При добавлении кислоты этот комплекс разрушается и выпадает осадок гидроксида алюминия. А13+ из-за большого заряда является хорошим коагулирующим агентом. Ионы адсорбируются на поверхности отрицательно заряженных коллоидных частиц. Поверхностный заряд уменьшается, и они слипаются, образуя осадок. Поэтому сульфат алюминия используют в установках по очистке воды для удаления коллоидных частиц органических веществ. АI, AI2O3, AI(ОН)3 все амфотерны, т.е. реагируют и с кислотами и с основаниями. ЭЛЕМЕНТЫ IV ГРУППЫ Свойства элементов в группе значительно различаются. Члены группы проявляют валентности 2 и 4. Изменения в свойствах от углерода (неметалл) к свинцу (металл) выражены сильнее, чем в крайних группах периодической системы. Электронная конфигурация валентных электронов: nS 2 nP 2 при движении сверху вниз по группе прочность ковалентных связей уменьшается и приводит к тому, что двухвалентность становится более характерной. В группе IV встречаются как ионные, так и ковалентные соединения. С, Si и Ge образуют ковалентные соединения, будучи 4-х валентными. Некоторые соединения олова и свинца иногда описывают как содержащие ионы Э4+. Но такие соединения преимущественно ковалентные. Соединения олова (П) также преимущественно ковалентны, а свинца (П) – ионные. Возможности углерода ограничены октетом валентных электронов. Координационное число С никогда не превышает 4, т.к. число электронов в валентной оболочке углерода не может быть более 8. Другие элементы группы обладают большими возможностями. Углерод не образует комплексных ионов, а для остальных членов группы это возможно, например: SiF62-, SnCI62-, GeCI62-, PbCI62-. Устойчивость этих комплексов возрастает по мере увеличения электроположительности центрального атома. Углерод – единственный элемент группы, образующий прочные π – связи. Углерод имеет несколько аллотропических модификаций, наиболее известные алмаз и графит и менее известные карбин и поликумулен, представляющие собой линейные цепные полимеры. Алмаз является более плотной модификации - SP3, повышение плотности и устойчивости алмаза. Искусственные алмазы можно получить из графита при высокой температуре и давлении, в присутствии катализатора (20000С, 105 атм.). Графит находится в SP2 гибридном состоянии и поэтому более реакционноспособный, чем алмаз. Кремний и германий имеют структуру алмаза, температура плавления уменьшается из-за уменьшения энергий связей. У олова две модификации: кубические плотно упакованные и вторая как у алмаза. Свинец существует только в одной металлической модификации с плотной кубической упаковкой. Химические свойства Разница в свойствах первого и последнего элементов IV группа наибольшая (см. табл.3). Таблица № 7
ОСОБЕННОСТИ ХИМИИ УГЛЕРОДА. Цепеобразование – это способность образовывать связи между атомами одного и того же элемента. Углерод образует цепи и кольца с простыми, двойными и тройными связями. Для образования цепи элемент должен иметь валентность большую или равную двум, а связи Э-Э должны быть близкими по прочности связям Э с другими элементами, особенно связями Э-О. Если связи Э-О имеют большую энергию, чем Э-Э, взаимодействие с воздухом и водой приводит к образованию соединений, содержащих связи Э – О, а цепь Э-Э не образуется. Для кремния энергетически выгоднее образовывать связи – Si-О- Si-О -, а углерод С-С-С-С- Оксиды углерода Углерод образует два оксида: СО и СО2. Соединения углерода, в отличие от других членов 1У группы, не гидролизуются. Оксид углерода СО образуется при неполном сгорании угля и углеводородов. Он присутствует в выхлопных газах бензиновых двигателей внутреннего сгорания. При концентрациях выше 0,1% оксид углерода ядовит. Он особенно опасен, так как не имеет запаха и бесцветен. СО имеет большое практическое значение как восстановитель: он восстанавливает железо из руд. Электронная структура оксида углерода может быть представлена как: С≡О; Наличие неподеленной электронной пары у атома С позволяет оксиду СО выступать в качестве лиганда при образовании карбонильных комплексов, например, [Cr(CO)6]3+ и [Ni(CO)4]2+. CO2 – диоксид углерода, (углекислый газ). Присутствиет в воздухе в количестве до 0,03%. Растения используют его в процессе фотосинтеза. Как растения, так и животные выделяют диоксид углерода при дыхании. СО2 не имеет запаха и цвета, слабо растворяется в воде. Раствор (под давлением) углекислого газа в различных напитках имеет приятный вкус (лимонад, пепси-кола). СО2 не ядовит, тяжелее воздуха и не поддерживает горения. По этой причине используется в огнетушителях. Газ сжижается при комнатной температуре и давлении 60 атм. При быстром расширении сжатого газа образуется твердая углекислота («сухой лед») - белое кристаллическое вещество, твердый углекислый газ – удобный хладоагент, так как у него большая энтальпия испарения, причем он переходит в газообразное состояние, минуя жидкое. Поэтому его называют сухим льдом. В промышленности СО2 получают как побочный продукт при производстве извести и при брожении сахара. Оксид кремния SiO2 – кварц, кремнезем. Кварц плавится при 17100С, образуя вязкую жидкость. При застывании ее получают стекло. Кварцевой стекло пропускает инфракрасное и ульрафиолетовое излучение. Его используют для изготовления лабораторной посуды. Кремнезем применяют при производстве бетона, получении SO2, получении фосфора и производстве абразивного материала – карбида кремния SiС. Кварц применяют в электронном оборудовании, кварцевых часах. Ход их контролируется кристаллом кварца, колеблющимся в электрическом поле с частотой 32768 колебаний в секунду. Оксиды олова и свинца SnО2, PbO2 амфотерны.
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Последнее изменение этой страницы: 2021-03-09; просмотров: 159; 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 - 3.21.76.0 (0.062 с.) |