Лаба д-металлы (DM1)

Посмотреть архив целиком




Московский Государственный Технический Университет имени Н. Э. Баумана






Лабораторная работа по химии

студента группы ПС 1-22


Комарова Александра

Викторовича






Тема:

«Свойства d-элементов VI-B и VII-B групп».













Москва 2001 год






Теоретическая часть

Хром.


Хром, молибден, вольфрам составляют VI-B группу периодической системы Д. И. Менделеева.

Эти элементы относятся к металлам. Их максимальная степень окисления равна шести. Химическая активность уменьшается от хрома к вольфраму. Они тугоплавки и тверды: вольфрам (Tпл. = 3380°С) является самым тугоплавким из металлов.

По отношению к воздуху и воде эти металлы устойчивы вследствие образования защитных оксидных пленок. В разбавленных кислотах HCl и H2SO4 хром окисляется, превращаясь в ионы Cr2+. Mo и W устойчивы по отношению к разбавленным кислотам. Концентрированная и разбавленная HNO3 и царская водка при комнатной температуре на хром не действуют, так как пассивируют его. Для сильно пассивированного хрома стандартный потенциал становится +1,2 В, тогда как в непассивированном состоянии он равен -0,71 В. По отношению к растворам щелочей в присутствии окислителей наиболее устойчив хром, менее стоек молибден и неустойчив вольфрам. Взаимодействуя при высокой температуре с кислородом, хром образует оксид Cr2O3, а молибден и вольфрам MoO3 и WO3.

При действии аммиака на соли Cr3+ образуется серо-синий осадок Cr(OH)3 по свойствам похожий на Al(OH)3, и устанавливается система равновесий.

При добавлении кислот равновесие смещается влево, а щелочей – вправо. В концентрированных щелочах гидроксид хрома (III) растворяется, образуя комплексный ион [Cr(OH)6]3-. В щелочной среде под действием окислителей соединения хрома(III) легко окисляются в хроматы, содержащие ион CrO42- желтого цвета.

При подкислении раствора, содержащего ионы CrO42-, желтая окраска переходит в оранжевую в результате образования бихромат-иона Cr2O72-. От избытка щелочи окраска раствора вновь становится желтой вследствие обратного перехода ионов Cr2O72- в ионы CrO42-. Эти переходы объясняются сдвигом равновесия.

Хроматы и бихроматы в кислой среде являются сильными окислителями. Cr6+ восстанавливается до Cr3+. При этом желтая или оранжевая окраска растворов переходит в зеленую или зеленовато-фиолетовую.

Наиболее характерная степень окисления Mo и W в соединениях +6, а для хрома характерные степени окисления +3 и +6. Трехокиси WO3 и MoO3 плохо растворяются в воде, но хорошо растворяются в щелочах. Образуются соли молибденовой и вольфрамовой кислот.

Соединения Mo и W в степени окисления +6, в отличие от соединений Cr, являются очень слабыми окислителями.

Соли Cr3+ легко гидролизуются, образуя гидроксосоли, являющиеся устойчивыми соединениями.

Хром образует комплексные соединения, многие из них являются очень прочными.

Координационное число для Cr3+­ ­­во всех комплексных соединениях равно 6. Комплексный ион [Cr(OH)6]3- также устойчив, поэтому в избытке аммиака происходит растворение осадка Cr(OH)3.

Марганец.


Марганец, технеций, рений составляют VII-B группу периодической системы Д. И. Менделеева.

Марганец, технеций, рений - металлы. Наиболее устойчивы их соединения со степенью окисления +2,+4,+7. Марганец - активный металл, его стандартный электродный потенциал =-1,179 В, поэтому он легко растворяется в разбавленных кислотах.

С повышением степени окисления уменьшается основной характер его оксидов и гидроксидов, повышаются их кислотные свойства.

При действии щелочей на соли Mn (II) образуется осадок Mn(OH)2 легко окисляющийся на воздухе в оксид - гидроксид марганца

.

Для соединений Mn (II) и Mn (III) характерны восстановительные свойства, а для соединений Mn (IV), Mn (VI) и Mn (VII) - окислительные. Наиболее активно окислительные свойства проявляются у Mn (VII). Все соединения, в которых марганец находится в высшей степени окисления, являются очень сильными окислителями. Наибольшей окислительной способностью обладает перманганат ион MnO4-.

При добавлении к растворам солей Mn (II) карбоната натрия гидролиз идет до конца вследствие образования нерастворимых и слабодиссоциированных веществ.

Соединения Mn (VI) - манганаты - малоустойчивы и в нейтральных и кислых растворах подвергаются диспропорционированию.

Медь


Медь вместе с серебром и золотом составляет IB группу периодической таблицы Д. И. Менделеева.

Атомы Cu, Ag, Au во внешнем электронном слое (как и атомы щелочных металлов) имеют по одному электрону. Атомы щелочных металлов имеют в предпоследнем слое 8 электронов (у лития 2), а элементы подгруппы меди - 18 электронов, включая полностью заполненный d-подуровень. Особенностями структуры атомов объясняется резкое отличие свойств Cu, Ag, Au от свойств щелочных металлов: 18-электронный слой у них не вполне устойчив и способен к частичной отдаче электронов. В связи с этим они проявляют степень окисления от +1 до +3. Наиболее устойчивы соединения Cu2+, Ag+, Au3+.

Стандартные электродные потенциалы Cu, Ag, Au положительны. Поэтому в неокисляющих кислотах они не растворяются.

Данные металлы не обладают амфотерностью и со щелочами не взаимодействуют. Активность этих металлов падает от меди к золоту. Медь на воздухе постепенно покрывается зеленым налетом основной соли – карбоната гидроксомеди.

В концентрированной серной кислоте медь растворяется при кипячении:

.

С азотной кислотой медь реагирует хорошо, восстанавливая ее до оксидов азота NO и NO2, в зависимости от концентрации кислоты и температуры.

Серебро растворяется в азотной кислоте:

.

Золото растворяется в "царской водке" (смесь HNO3+HCl), образуя комплексную золотохлористоводородную кислоту:

.

Медь с кислородом образует оксид меди (I) Cu2O (красный) и оксид меди (II) CuO (черный). Оксид меди (I) во влажном состоянии неустойчив и происходит реакция диспропорционирования.

Оксидам меди (I) и (II) соответствуют: непрочный гидроксид CuOH (оранжевый) и гидроксид Cu(OH)2 (голубой).

Гидроксид меди (II) нерастворим в воде. Проявляет незначительную амфотерность, растворяясь, кроме кислот, в концентрированных щелочах - образуется гидроксокуприт, например Na2[Cu(OH)4]. При нагревании гидроксиды меди переходят в оксиды:

.

Большинство солей меди (II) при растворении в воде гидролизуются.

При совместном гидролизе солей меди (II) с карбонатом натрия образуется карбонат гидроксомеди Cu2(OH)2CO3, являющийся продуктом коррозии медных предметов на воздухе в присутствии углекислого газа.


Особенностью всех элементов I-B группы является способность их ионов образовывать комплексные соединения, хорошо растворимые в воде. Наиболее характерны цианистые, роданистые, аммиачные комплексы; координационные числа 2 и 4. В водном растворе аммиака голубой осадок гидроксида меди (II) растворяется и появляется глубокая темно-синяя окраска комплексного иона [Cu(NH3)4]2+.

При переходе CuAg - Au склонность к комплексообразованию усиливается.

Свойства меди и ее аналогов, включая способность образовывать комплексные соединения, широко используются при рафинировании металлов электролизом из водных растворов, гальваническом меднении и золочении, фотографии, производстве зеркал и многих других процессах.

Цинк, кадмий, ртуть


Цинк, кадмий, ртуть составляют II-В группу периодической системы элементов Д. И. Менделеева:

В отличие от атомов щелочноземельных металлов, на предпоследнем электронном уровне Zn, Cd, Hg не 8, а 18 электронов; d-подуровень полностью заполнен. Этим объясняется увеличение потенциала ионизации атомов, и связанное с ним ослабление восстановительной активности в сравнении со щелочноземельными металлами. Элементы II-В группы имеют склонность к комплексообразованию. Степень окисления в соединениях единственная +2.

В обычных условиях Zn и Cd постепенно окисляются кислородом воздуха только с поверхности, покрываясь плотной пленкой оксида. При наличии в среде CO2 образуется защитная пленка Zn(OH)2CO3 на его поверхности. В растворах щелочей пленка растворяется, что позволяет Zn вступать в реакцию с водой. При прокаливании образуются оксиды: ZnO - амфотерен, CdO и HgO - обладают основными свойствами. Изменение восстановительной активности в ряду элементов ZnCd - Hg иллюстрируется положением этих металлов в ряду напряжений.

Цинк и кадмий растворяются в разбавленных соляной и серной кислотах (менее активно) с выделением водорода.

С водой практически не реагируют, так как при погружении в воду реакция протекает на поверхности по уравнению:

.

но тотчас же приостанавливается вследствие образования пленки гидроксида. При взаимодействии цинка с кислотами-окислителями в зависимости от концентрации и температуры образуются различные продукты реакции.

Кадмий и ртуть реагируют с сильными окислителями, но менее энергично.

Ионы ртути легко восстанавливаются даже при действии малоактивных восстановителей. Ртуть растворяет многие металлы, образуя сплавы, называемые амальгамами.

В отличие от Cd и Hg металлический цинк растворяется в концентрированных растворах сильных щелочей, вытесняя водород и образуя соли гидроксоцинкаты.

Цинк активный металл и может выступать в реакциях с водными растворами KMnO4, K2Cr2O7 как восстановитель.

Гидроксиды Zn(OH)2, Cd(OH)2 получают взаимодействием солей со щелочами; Zn(OH)2 амфотерен.

Cd(OH)2 - проявляет основные свойства; Hg(OH)2 - неустойчив. Практически этот гидроксид не существует, так как в момент образования он распадается.

Гидроксиды цинка, кадмия, ртути являются слабыми основаниями, поэтому соли цинка, кадмия, ртути в водных растворах подвергаются гидролизу с изменением pH среды.

При взаимодействии солей цинка с карбонатом натрия образуется карбонат цинка, который в воде практически нерастворим, но гидролизуется ею с образованием основного карбоната цинка.

Благодаря своим небольшим радиусам и наличию свободных электронных уровней ионы Zn2+, Cd2+, Hg2+ являются хорошими комплексообразователями; координационные числа; для цинка 4, для кадмия 6, для ртути 2,3,4,6. Цинк образует и комплексные катионы, и комплексные анионы.


Комплексные анионы чаще образуются при присоединении ионом Zn2+ избыточных гидроксильных ионов с образованием, например, иона [Zn(OH)4]2-. Комплексные катионы образуются при присоединении к ионам Zn2+, Cd2+ нейтральных частиц, особенно аммиака. В результате образования таких комплексных ионов нерастворимые в воде соединения цинка и кадмия растворяются в водном растворе аммиака.

Качественной реакцией на ионы Zn2+, Cd2+, Hg2+ является реакция с H2S или ее солями, так как получаемые при этом сульфиды ZnS, CdS, HgS нерастворимы и образуют характерно окрашенные осадки.


Практическая часть:

Опыт № 6. Получение и свойства гидроксида хрома (III).

К раствору соли хрома (III) добавить по каплям раствор гидроксида натрия. Полученный осадок разделить на две пробирки: к первой добавить избыток кислоты; ко второй - избыток едкого натра.

зелёный осадок;

изменение цвета осадка до травянисто-зелёного;

изменение цвета осадка до голубовато-зелёного.


Вывод: Гидроксид хрома (III) проявляет амфотерные свойства.


Опыт № 11. Влияние карбоната натрия на гидролиз соли хрома (III).

К раствору соли хрома (III) добавить равный объем раствора карбоната натрия Na2CO3. Наблюдается выпадение осадка Cr(OH)3.

Образовался зеленый осадок, также наблюдается выделение газа. Именно получение углекислого газа обуславливает протекание гидролиза до конца.


Вывод: в результате опыта был получен гидроксид хрома (III), а образование углекислого газа и выход его из сферы реакции обуславливает протекание гидролиза до конца.


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

К раствору соли меди (II) добавить щелочи до получения осадка. Осадок разделить на две части: а) к одной части добавить избыток щелочи; б) ко второй части - кислоту; в) третью оставить для следующего опыта:

бирюзово-голубой осадок;

а) – растворение осадка;

б) – растворение осадка.


Вывод: гидроксид меди (II) обладает амфотерными свойствами.


Опыт № 4. Непрочность гидроксида меди (II).

Осадок гидроксида меди (II), полученный в опыте 3, нагреть на небольшом пламени горелки. Осадок изменяет цвет.

осадок почернел.


Вывод: При нагревании гидроксид меди (II) разлагается на оксид и воду.


Опыт № 5. Характерная реакция на ион Cu2+.

К раствору соли меди (II) добавить по каплям раствор аммиака. Образуется осадок гидрооксосоли CuSO4·Cu(OH).

Затем добавить избыток аммиака. Осадок растворяется, раствор меняет цвет.

осадок меняет цвет и растворяется.


Вывод: раствор аммиака является реактивом на ион меди Cu2+.

Опыт № 10. Взаимодействие цинка с кислотами.

В четыре пробирки к металлическому цинку добавить кислоты HCl, H2SO4(конц.), H2SO4(разб.), HNO3.



Кислота

Уравнения реакций

Без нагрева

При нагреве

HCl

Выделение газа, растворение цинка

Ускорение процесса

H2SO4

(разб.)

H2SO4

(разб.)

Выделение газа, растворение цинка

Ускорение процесса

HNO3

Выделение газа, растворение цинка

Ускорение процесса



Вывод: Цинк стоек к воздействию некоторых кисло в связи с оксидной пленкой на его поверхности.


Опыт № 12. Получение и свойства гидроксида цинка.

К раствору соли цинка (II) добавить гидроксид натрия до получения осадка. Осадок разделить на три части: а) к первой части полученного осадка добавим избыток раствора едкого натра до образования прозрачного раствора; б) ко второй раствор HCl до растворения осадка; в) к третьей - раствор аммиака до полного растворения.

белый узорчатый осадок;


а) ;

б) ;

в) .


Вывод: гидроксид цинка (II) амфотерен. Получается взаимодействием соли цинка (II) со щелочью.


Опыт № 15. Получение и свойства гидроксида кадмия (II).

К раствору соли кадмия добавим гидроксида натрия до получения осадка. Осадок разделим на три части: а) к первой части полученного осадка добавим избыток раствора едкого натра; б) ко второй - раствор соляной кислоты; в) к третьей - раствор аммиака до полного его растворения

белый осадок;

а) – осадок не растворяется;

б) – растворение осадка;

в) – растворение осадка.


Вывод: Cd(OH)2 проявляет основные свойства.

Контрольные вопросы:


Вопрос № 4 (стр.31).





Вопрос № 7 (стр.31).


Марганец проявляет восстановительные свойства при степени окисления +2, а хром – при степени окисления +3.



Вопрос № 6 (стр.49).


а) ;

.

б) ;

.


Вопрос № 7 (стр.49).


Медь и серебро не могут вытеснять водород из кислот при нормальных условиях, так как их нормальные электродные потенциалы больше, чем у водорода.

Медь растворяется в разбавленной азотной кислоте:

.

При этом процессе кислота проявляет сильные окислительные свойства.


Вопрос № 9 (стр.49).


Непрочность гидроксида меди (II) проявляется в его разложении на оксид и воду при нагревании:

.

Это объясняется резким отличием структуры атомов Cu от структуры щелочных металлов: 18-электронный слой у нее не вполне устойчив и способен к частичной отдаче электронов.


Вопрос № 10 (стр.49).


;

.



8




Случайные файлы

Файл
65544.rtf
109097.rtf
93862.rtf
ref-16252.doc
16532.rtf