Методы к лабам (DM2)

Посмотреть архив целиком

8



Московский Государственный Технический Университет имени Н. Э. Баумана






Лабораторная работа по химии

студента группы ПС 1-22


Комарова Александра

Викторовича






Тема:

«Свойства d-элементов VIII-B группы (Fe, Co, Ni)»














Москва 2001 год


Теоретическая часть:


Железо, кобальт, никель составляют «семейство» железа.

Проявляют степень окисления главным образом +2 и +3. Степень окисления +3 более характерна железа, +2 для кобальта и никеля.

Родственные черты этих металлов проявляются в свойственной им ферромагнитности, каталитической активности, способности к образованию окрашенных ионов, комплексообразовании. Однако при схожести свойств, железо по своим магнитным свойствам ярко выделяется в триаде. Восстановительная активность железа значительно больше, чем кобальта и никеля (смотри электродные потенциалы). Все эти металлы со щелочами не взаимодействуют. При растворении в неокисляющих кислотах образуют ионы Fe2+, Co2+, Ni2+:

.

В разбавленной азотной кислоте (сильном окислителе) образуются ионы Fe3+, Co3+, Ni3+:

.

Сильная окислительная среда: H2SO4 (конц.), HNO3 (конц.) пассивирует железо и оно начинает реагировать лишь при нагревании:

В азотной кислоте, содержащей соли NaNO2 и NaNO3, железо пассивируется с образованием пленки оксида высшей степени окисления FeO3.

В ряду гидроксидов: Fe(OH)2Co(OH)2Ni(OH)2

восстановительная способность падает2

Гидроксид железа (II) легко окисляется кислородом воздуха:

.

Окисление ионов Co2+ происходит труднее и протекает медленно:

.

Более интенсивно идет процесс при добавлении в раствор пероксида водорода:

.

Самопроизвольного окисления Ni(OH)2 кислородом воздуха не происходит, H2O2 является также не достаточно сильным окислителем и процесс окисления Ni(OH)2 становится возможным лишь при использовании более сильного окислителя, например бромной воды:

.

Гидроксиды Fe (III), Co (II), Co (III), Ni (II), Ni (III) носят в обычных условиях основной характер. При растворении в кислотах Co(OH)3 и Ni(OH)3 проявляют сильные окислительные свойства и восстанавливаются до катионов Co2+ и Ni2+.

Гидроксид железа (III) при кипячении с концентрированным раствором щелочи образует ферриты - соли железистой кислоты.

Таким образом, гидроксид Fe(OH)3, проявляет амфотерные свойства.

Гидроксиды Fe (II), Fe (III), Co (II), Co (III), Ni (II) нерастворимы.

Гидроксиды Fe (II), Fe (III), Co (II), Co (III), Ni (II) являются слабыми основаниями, поэтому их соли в водных растворах гидролизуются.

;

.

Эти процессы идут без нагревания.

Однако гидролиз солей не идет до конца вследствие накопления в растворе H+. При сильном разбавлении и нагревании гидролиз идет дальше:

При кипячении раствора FeCl3 процесс гидролиза можно провести необратимо:

При подкислении растворов солей соответствующими кислотами степень их гидролиза уменьшается, так как равновесие сдвигается в сторону исходных веществ.

При сильном разбавлении степень гидролиза увеличивается. При добавлении растворимых карбонатов - происходит необратимой гидролиз, так как продукты реакции уходят из сферы взаимодействия:

.

Соли Fe (II) на воздухе постепенно переходят в соли Fe (III):

.

В комплексных соединениях Fe, Co, Ni являются центральными ионами комплексообразователями с координационными числами 4 или 6.

При действии аммиака на растворы хлоридов Со и Ni получаются осадки гидроксохлоридов и :

Они растворяются в избытке аммиака с образованием комплексных ионов и :

.


Практическая часть:


Опыт № 1. Взаимодействие железа с кислотами.

Данный опыт проводится под тягой. Четыре пробирки с железными стружками обрабатываются при различных температурах кислотами: HCl, H2SO4(разб.), H2SO4(конц.), HNO3(разб.)

Кислоты

Уравнение реакции

Без нагрева

При нагреве

HCl

Медленное растворение железа и выделение газа

Быстрое растворение железа и выделение газа

H2SO4 (разб)

Малозаметное растворение железа и выделение газа

Ускорение протекания реакции

H2SO4 (конц)

в сухой пробирке

Пассивирование железа, отсутствие реакции

Растворение железа, выделение газа

HNO3 (разб)

Растворение железа, выделение газа

Ускорение процесса


Вывод: Железо обладает высокой восстановительной активностью, однако при взаимодействии с кислотами способно пассивировать и для продолжения реакции необходим нагрев.


Опыт № 3. Получение и свойства гидроксида железа (II).

К раствору соли железа (II) необходимо добавить раствор щелочи NaOH до образования осадка, затем осадок разделить на три части:

а) в первую пробирку добавляем избыток щелочи;

б) во вторую - кислоту;

в) осадок из третьей пробирки отфильтровать и дать ему постоять на воздухе.

В присутствии влаги и кислорода воздуха гидроксид железа (II) переходит в гидроксид железа (III).

(Цвет не меняется, реакция не идет)

(Цвет изменяется на грязно-зеленый)

При фильтровании осадок на воздухе окисляется (ржавеет):

.


Вывод: Гидроксид железа (II) обладает высокой восстановительной способностью.


Опыт № 4. Характерная реакция на ион Fe2+.

Налив в пробирку немного соли железа (II), следует добавить небольшое количество раствора красной кровяной соли K3[Fe(CN)6]. Эта реакция применяется для открытия ионов железа (II).

.

Fe3[Fe(CN)6]2 – турнбулева синь.


Вывод: Красная кровяная соль K3[Fe(CN)6] является реактивом на ион железа (II).


Опыт № 5. Получение и гидролиз карбоната железа (II).

К раствору соли железа (II) добавить раствор карбоната натрия. Образовавшаяся белая углекислая соль железа (II) мгновенно подвергается гидролизу с образованием гидроксида железа (II).

.

Вывод: Соль, образованная слабой кислотой гидролизуется до конца, т.к. H2CO3 распадается на H2O и CO2 и, следовательно, H2CO3 полностью удаляется из сферы реакции.


Опыт № 6. Получение гидроксида железа (III).

Налив в пробирку немного соли железа (II), нужно добавить раствор щелочи NaOH до появления бурого осадка.

. Fe(OH)3 – осадок ржавого цвета.

При добавлении щелочи реакция не идет.

При добавлении кислоты происходит растворение осадка:

Вывод: В результате опыта был получен гидроксид железа (III) и доказаны его свойства.


Опыт № 7. Окислительные свойства иона Fe3+.

а) К раствору соли железа (III) необходимо добавить 2-3 капли иодида калия, разбавить дистиллированной водой и добавить несколько капель крахмала. Синее окрашивание свидетельствует об образовании свободного иода.

.

2Fe3+ + 6Cl- + 2K+ + 2I- 2Fe2+ + 4Cl- +2K+ + 2Cl- +I2.

2Fe3+ + 2I- 2Fe2+ + I20.


б) К раствору соли железа (III) следует добавить раствор Na2SO3 и нагреть.

2Fe3+ + 6Cl- + 2Na+ + SO3- 2Fe2+ + 4Cl- + 2Na+ + 2Cl- + 2SO + O2.

2Fe3+ + SO3- 2Fe2+ + SO + O2.

Наличие иона Fe2+ подтверждается реакцией из опыта № 4.


Вывод: Ион Fe3+ обладает ярко выраженными окислительными свойствами.


Опыт № 8. Характерные реакции на ион Fe3+.

а) К раствору соли железа (III) добавить несколько капель желтой кровяной соли. В результате образуется синий осадок берлинской лазури:

б) К раствору соли железа (III) добавить несколько капель роданида аммония NH4CNS. Образуется роданистое железо.

.

Вывод: В результате проделанных опытов было подтверждено наличие иона Fe3+.


Опыт № 11. Гидролиз соли железа (III).

В пробирку с раствором нейтрального лакмуса следует внести немного кристаллов хлорида железа (III). Затем взболтать содержимое пробирки и разделить на две части. Одну из них нагреть, другую оставить для сравнения.

Лакмус покажет наличие кислой среды, так как ион Fe3+ обладает сильной окислительной способностью.

При нагревании произойдет просветление раствора, так как часть воды испарится.

Гидролизу в большей части подвергнется раствор хлорида железа (III), так как прочность связи в данной молекуле значительно меньше, чем в молекуле сульфата железа (II).


Вывод: Раствор хлорида железа является кислой средой.



Опыт № 13. Получение гидроксида кобальта (II) и изучение его свойств.

В данном опыте к раствору соли кобальта (II) необходимо добавить немного раствора едкого натра.

, появляется светло-фиолетовый осадок.

Образуется плохо растворимая основная соль кобальта. Основная соль переходит в гидроксид кобальта (II) розового цвета. Полученный осадок разделить на три части: а) в первую пробирку добавить кислоту; б) во вторую – избыток щелочи; в) в третьей пробирке наблюдается постепенное изменение цвета осадка до бурого вследствие окисления Co(OH)2 в Co(OH)3 кислородом воздуха. Процесс потемнения осадка на воздухе происходит достаточно долго (в течение 10 минут). Отделив часть осадка Co(OH)2 и подействовав на него раствором перекиси водорода, можно наблюдать ускорение процесса.

а) ;

б) – реакция не идет;

в) ;

г) .


Вывод: При добавлении перекиси водорода скорость перехода к Co(OH)3 увеличивается.


Опыт № 14. Получение аммиаката кобальта (II).

К раствору соли кобальта (II) нужно добавить сначала немного раствора аммиака, а затем избыток его.

Наблюдается образование светло-синего коллоидного раствора.


Вывод: В результате проделанного опыта был получен раствор аммиаката кобальта (II).


Опыт № 15. Характерная реакция на ион Со2+.

Для проведения качественной реакции на ион Со2+ необходимо к раствору соли кобальта (II) добавить уксуснокислый раствор . Выпадет осадок красного цвета сложного комплексного соединения. Реакция служит для качественного определения ионов кобальта в растворе, полученном при растворении содержащих его сплавов:

2Co2+ + 6C10H7NO2 + O2 2Co(C10H6NO2)3 +2H+ + 2H2O.


Вывод: является реактивом на ион Co2+.


Опыт №17. Получение гидроксида никеля (II) и изучение его свойств.

Для получения гидроксида никеля (II) необходимо добавить к раствору соли никеля (II) до выпадения осадка. Образовавшийся осадок следует разделить на три пробирки. В первую нужно прилить раствор кислоты, во вторую – раствор щелочи (избыток), в третьей – понаблюдать за изменением цвета осадка. Разделив осадок на две части, к одной необходимо добавить раствор перекиси водорода.

В первой пробирке наблюдается растворение осадка.

Отфильтрованный осадок начинает темнеть на воздухе, но очень медленно, при добавлении перекиси водорода процесс незначительно ускоряется. Следовательно, перекись водорода не является достаточно сильным окислителем.



Во второй пробирке процесс окисления ускоряется при добавлении бромной воды:

.


Вывод: В результате проделанных опытов был получен гидроксид никеля (II) и доказаны его свойства.

Опыт № 18. Получение аммиаката никеля.

К зеленому раствору соли никеля (II) нужно добавить несколько капель раствора аммиака, а затем его избыток.

Вывод: В результате опыта был получен аммиакат никеля.


Опыт № 19. Характерная реакция на ион Ni2+.

К полученному в опыте 18 раствору комплексной соли никеля необходимо добавить спиртовой раствор диметилглиоксима, в результате образуется розово-красный осадок никельдиметилглиоксимата по следующему уравнению реакции:


розово-красный осадок.


Вывод: Реакция, открытая профессором Л.Н. Чугаевым, используется для количественного определения Ni2+ в растворе, полученном при растворении его сплавов.


Контрольные вопросы:


2. Степени окисления железа в солях:

K+3[Fe3+(CN)-6] – 3.

K+4[Fe2+(CN)-6] – 2.

Fe2+3[Fe3+(CN)-6]2 – 2 и 3.

Fe3+4[Fe2+(CN)-6]3 – 3 и 2.


3. При добавлении к хлориду железа (III) карбоната натрия проходят следующие реакции:

;

;

.

В результате получается гидроксид железа (III).


8. Качественные реакции на ионы железа Fe2+ и Fe3+:

на ион Fe2+: ;

на ион Fe3+: .

Данные реакции подтверждают наличие ионов железа соответствующих степеней окисления.