Все лабораторные по химии (lab6)

Посмотреть архив целиком

11



М Г Т У и м е н и Н. Э. Б а у м а н а









Лабораторная работа

по химии.

«d - металлы».

Часть I







Выполнила: Косяк Анна

Факультет: НУК РЛМ

Группа: БМТ2 - 12


Дата выполнения: 05. 11. 2004

Дата сдачи: 12. 11. 2004















М О С К В А

2 0 0 4

  1. Цель работы.

Ознакомиться с некоторыми металлами, являющимся d – элементами и изучить их свойства.


  1. Теоретическая часть.

К d - элементам относятся все элементы IBVIIIB подгрупп 4 – 7 периодов. В нашей лабораторной работе мы рассмотрим Cr, Mn, Cu, Zn.

Хром Cr.

Максимальная степень окисления равна 6. Тугоплавок и твердый. По отношению к воздуху и воде устойчив, вследствие образования оксидных пленок. В разбавленных кислотах HCl и H2SO4 хром окисляется, превращаясь в ионы Сr2+. Концентрированная и разбавленная азотная кислота и царская водка при комнатной температуре на хром не действуют, так как пассивируют его. По отношению к растворам щелочей в присутствии окислителей хром устойчив. Взаимодействуя с кислородом при высокой, температуре хром образует оксид Cr2O3. При действии аммиака на соли Cr3+ образуется серо – синий осадок Cr(OH)3 по свойствам похожий на Al(OH)3, и устанавливается система равновесий:


Cr3+ + 3OH-H3CrO3HCrO2 * H2OH+ + CrO2- + 2H2O ↔ [Cr(OH)4]- + H+


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 соединение 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-. Хроматы и бихроматы в кислой среде являются сильными окислителями. Cr6+ восстанавливается до Cr3+.

Соли Cr3+ легко гидролизуютя, образуя гидросоли, являющиеся устойчивыми соединениями. Добавление к растворам солей карбоната натрия увеличивает степень гидролиза вследствие образования слабодиссоциированного вещества. Хром образует комплексные соединения, многие из которых являются очень прочными: [CrCl6]3-, [CrF6]3-, [Cr(CNS)6]3-. Координационное число для Cr3+ во всех комплексных соединениях равно 6. В избытке аммиака растворяется осадок Cr(OH)3:


Cr(OH)3 + 6NH4OH = [Cr(NH3)6](OH)3 + 6H2O


Марганец Mn.

Наиболее устойчивы его соединения со степенью окисления +2, +4, +7. Активный металл, легко растворяется в разбавленных кислотах, окисляясь до Mn2+. С повышением степени окисления уменьшается основной характер его оксидов и гидроксидов, повышаются их кислотные свойства:

MnO Mn2O3 MnO2 MnO3; Mn2O1

Mn(OH)2 Mn(OH)3 Mn(OH)4 H2MnO4; HMnO4

Основные свойства амфотерен 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), 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.

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


Медь Cu.

Степень окисления проявляет от +1 до +3. Стандартный электродный потенциал положителен, поэтому в неокисляющих кислотах они не растворяются. Не обладают амфотерностью и со щелочами не взаимодействуют. Медь на воздухе постепенно покрывается зеленым налетом основной соли – карбоната гидроксомеди:

2Cu + O2 + CO2 + H2O = Cu(OH)2CO3

В концентрированной серной кислоте медь растворяется при кипячении:

Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2↑ + 2H2O

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

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:

Cu2OCu + CuO

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

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


Цинк Zn.

Степень окисления в соединениях единственная 2+. В обычных условиях Zn постепенно окисляется кислородом воздуха только с поверхности, покрываясь плотной пленкой оксида. При наличии в среде CO2 образуется защитная пленка (ZnOH)2CO3 на его поверхности. В растворах щелочей пленка растворяется, что позволяет Zn вступать в реакцию с водой. При прокаливании образуются оксид ZnО – амфотерен.

Цинк растворяется в разбавленной соляной и серной кислотах с выделением водорода. С водой практически не реагирует, так как при погружении в воду реакция протекает на поверхности по уравнению:

Zn + 2H2O = H2↑ + Zn(OH)2

но тотчас же приостанавливается вследствие образования пленки гидроксида Zn(OH)2 .

При взаимодействии цинка с кислотами – окислителями в зависимости от концентрации и температуры образуются различные продукты реакции:


Zn + H2SO4 (k) → ZnSO4 + H2O + (SO2; S; S2-),

Zn + HNO3 → Zn(NO3)2 + H2O + (N2; NO; NH4+).


Цинк – активный металл и может выступать в реакциях с водными растворами KМnO4, K2Cr2O7 как восстановитель.

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

При взаимодействии солей цинка с карбонатом натрия образуется карбонат цинка:

ZnCl2 + Na2CO3 = ZnCO3↓ + 2NaCl

который в воде практически нерастворим, но гидролизуется ею с образованием основного карбоната цинка:

2ZnCO3 + 2H2O = (ZnOH)2CO3 + H2CO3

Благодаря своему небольшому радиусу и наличию свободного электронного уровня ион Zn2+ является хорошим комплексообразователем, координационное число для цинка 4.


  1. Практическая часть.

Опыт 1.

а) Название эксперимента.

Получение и свойства гидроксида хрома (III).

б) Ход эксперимента.

В две ячейки капельного планшета поместим по капле темно – синего сульфата хрома Cr2(SO4)3. К каждой капле добавим по капле раствора NaOH.

в) Наблюдения.

Окраска раствора меняется от темно – синей до зеленой.

г) Уравнения реакции.

Cr2(SO4)3 + 6NaOH = 2Сr(OH)3 + 3Na2SO4




Cr2(SO4)3


Сr(OH)3 + Na2SO4




NaOH


д) Иллюстрационный материал




е) Вывод.

При взаимодействии солей хрома с щелочами получается гидроксид хрома.

ж) Ход эксперимента.

В одну ячейку добавим 2 капли NaOH, а в другую 2 капли раствора серной кислоты H2SO4.

ж) Наблюдения.

В ячейке с кислотой цвет раствора стал сине – серый, осадок растворился. В ячейке с избытком щелочи осадок растворился, цвет сине - зеленый.

з) Уравнения реакции.

Сr(OH)3 + NaOH = NaCrO2 + 2H2O

2Сr(OH)3 + 2H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 6H2O








Сr(OH)3


NaOH


NaCrO2 + H2O







Сr(OH)3


H2SO4


и) Иллюстрационный материал.



Cr2(SO4)3 + H2O



к) Вывод.

Так как осадок гидроксида хрома растворился и в щелочи NaOH, и в кислоте H2SO4, то он амфотерный.


Опыт 2.

а)Название эксперимента.

Восстановление Cr+6 до Cr+3.

б) Ход эксперимента.

В ячейку капельного планшета мы поместили 1 каплю оранжевого раствора дихромата калия K2Cr2O7 и добавили к ней 1 каплю раствора серной кислоты H2SO4 и 2 капли хлорида олова SnCl2.

в) Наблюдения.

Сначала раствор был оранжевым, а при добавлении к нему хлорида олова и серной кислоты, цвет сменился на цвет морской волны.

г) Уравнение реакции.

K2Cr2O7 + 5H2SO4 + SnCl2 = Cr2(SO4)3 + 5H2O + K2SO4 + SnSO4 + Cl2

д) Иллюстрационный материал.








K2Cr2O7


H2SO4


SnCl2


Cr2(SO4)3 + H2O + K2SO4 + SnSO4 + Cl2







ж) Вывод

При воздействии на дихромат калия в кислой среде солью олова SnCl2, хром окисляется до +3.


Опыт 3.

а) Название эксперимента.

Взаимный переход хромата в дихромат.

б) Ход эксперимента.

К одной капле оранжевого раствора дихромата калия K2Cr2O7 в ячейку капельного планшета добавим 1 каплю раствора гидроксида натрия NaOH.

в) Наблюдения.

Цвет раствора меняется с оранжевого на желтый.

г) Уравнения реакций.

K2Cr2O7 + 2NaOH = K2CrO4 + H2O + Na2CrO4




K2Cr2O7


NaOH


K2CrO4 + H2O+ Na2CrO4



д) Иллюстрационный материал.





е) Вывод.

Дихромат калия K2Cr2O7 не устойчив в щелочных средах и поэтому, превращается в них в хромат калия K2CrO4.

ж) Ход эксперимента.

К одной капле желтого раствора хромата калия K2CrO4 добавим 1 каплю раствора серной кислоты H2SO4.

з) Наблюдения.

Цвет раствора из желтого становится оранжевым.

и) Уравнения реакции.

2K2CrO4 + H2SO4 = K2SO4 + K2Cr2O7 + H2O





K2SO4 + K2Cr2O7 + H2O


к) Иллюстрационный материал.




K2CrO4


H2SO4


к) Вывод.

Хромат калия K2CrO4 не устойчив в кислых средах и поэтому, превращается в них в дихромат K2Cr2O7.

Опыт 4.

а) Название эксперимента.

Получение гидроксида марганца и изучение его свойств.

б) Ход эксперимента.

В 3 ячейки капельного планшета капнем по одной капле сульфата марганца MnSO4. К каждой добавим по капле раствор гидроксида натрия NaOH.

в) Наблюдения.

Образуется кремовый осадок.

г) Уравнения реакции.

MnSO4 + 2NaOH = Mn(OH)2 ↓+ 2NaSO4

д) Иллюстрационный материал.


е) Вывод.

При взаимодействии солей марганца с щелочами выпадает осадок гидроксида марганца Mn(OH)2.

ж) Ход эксперимента.

К одной капле гидроксида марганца Mn(OH)2 добавим 2 капли раствора серной кислоты H2SO4, к другой 2 капли раствора гидроксида натрия NaOH, а третью оставим на воздухе, для окисления гидроксида марганца.

з) Наблюдения.

В той ячейке, где к гидроксиду марганца мы добавили кислоту, осадок растворился, и цвет раствора стал бесцветным. А в двух других ячейках осадок не растворился, цвет не изменился.

и) Уравнения реакции.

2Mn(OH)2 + O2 = 2MnO(OH)2

Mn(OH)2 + H2SO4 = MnSO4 + 2H2O

Mn(OH)2 + NaOH = осадок не растворяется, реакция не идет.





Mn(OH)2


O2


2MnO(OH)2






к) Иллюстрационный материал.



Mn(OH)2


H2SO4


MnSO4 + 2H2O






Mn(OH)2


NaOH






Реакция не идет






л) Вывод.

Так как гидроксид магния не растворяется в щелочи и растворяется в кислоте, то он основный.



Опыт 5.

а) Название эксперимента.

Получение гидроксида меди и изучение его свойств.

б) Ход эксперимента.

В ячейки капельного планшета поместим по 1 капле голубого сульфата меди CuSO4. К каждой капле добавим гидроксид натрия NaOH.

в) Наблюдения.

Выпадает голубой осадок.

г) Уравнения реакции.

CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 ↓+ Na2SO4

г) Иллюстрационный материал.

д





CuSO4


NaOH



Cu(OH)2 ↓+ Na2SO4



) Вывод.

При взаимодействии солей меди с щелочами образуется осадок гидроксида меди.

е) Ход эксперимента.

Добавим еще в одну ячейку 2 капли раствора гидроксида натрия, а в другую 2 капле раствора серной кислоты.

ж) Наблюдения.

В ячейке с кислотой осадок растворился, а в ячейке с щелочью – нет.

з) Уравнения реакции.

Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O

Cu(OH)2 + NaOH = осадок не растворяется, реакция не идет.

и) Иллюстрационный материал.








Cu(OH)2


H2SO4


CuSO4 + H2O








Cu(OH)2


NaOH


Реакция не

идет




к) Вывод.

Так как гидроксид меди растворяется в кислоте и не растворяется в щелочи, то он является основным.


Опыт 6.

а) Название эксперимента.

Характерная реакция на ионы Cu+2 .

б) ход эксперимента.

В ячейку капельного планшета поместим 1 каплю раствора сульфата меди CuSO4. Добавим одну каплю аммиака NH4OH.

в) Наблюдения.

Выпадает синий осадок.

г) Уравнения реакции.

2CuSO4 + 2NH4OH = Cu2(OH)2SO4 ↓+ (NH4)2SO4

д) Иллюстрационный материал.








CuSO4


NH4OH


Cu2(OH)2SO4 ↓+ (NH4)2SO4


е) Вывод.

При взаимодействии сульфата меди CuSO4 с щелочами получается основная соль Cu2(OH)2SO4 меди.

ж) Ход эксперимента.

Добавим еще 2 капли раствора аммиака NH4OH.

з) Наблюдения.

Осадок растворяется, цвет раствора стал темно – синим.

и) Уравнения реакции.

Cu2(OH)2SO4 + 4NH4OH = [Cu(NH3)4]SO4 + 4H2O





Cu2(OH)2SO4


NH4OH


[Cu(NH3)4]SO4 + H2O



к) Иллюстрационный материал.




л) Вывод.

В результате взаимодействия гидроксосульфата меди Cu2(OH)2SO4 и аммиака NH4OH образуется комплексное соединение, в состав которого входит комплексный ион [Cu(NH3)4] +2 .


Опыт 7.

а) Название эксперимента.

Получение и свойства гидроксида цинка.

б) Ход эксперимента.

В 3 ячейки капельного планшета внесем по капле хлорида цинка ZnCl2. К каждой капле добавим по капле гидроксида натрия NaOH.

в) Наблюдения.

Образуется белый нитевидный осадок.

г) Уравнения реакции.

ZnCl2 + 2NaOH = Zn(OH)2 ↓ + 2NaOH

д) Иллюстрационный материал.

е) Вывод.

При взаимодействии солей цинка с щелочами образуется гидроксид цинка Zn(OH)2.

ж) Ход эксперимента.

Добавим еще к одной капле 2 капли раствора серной кислоты H2SO4, к другой – 2 капли раствора гидроксида натрия NaOH, а к третей – 2 капли гидроксида аммония NH4OH.

з) Наблюдения.

В ячейке с кислотой осадок растворяется, в ячейке гидроксидом аммония и с избытком щелочи осадок растворяется медленно.

и) Уравнения реакции.

Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2Zn(OH)4

Zn(OH)2 + 4NH4OH = [Zn(NH3)4](OH)2 + 4H2O

к) Иллюстрационный материал.







Zn(OH)2


Zn(OH)2


NaOH


Na2Zn(OH)4










H2SO4


ZnSO4 + H2O







Zn(OH)2


NH4OH


[Zn(NH3)4](OH)2 + H2O







л) Вывод.

Так как гидроксид цинка растворяется в кислоте и растворяется в щелочах, образуя комплексную соль, то он является амфотерным.





  1. Контрольные вопросы.


  1. Напишите формулы оксидов и гидроксидов хрома, проявляющих: а) основные свойства; б) амфотерные свойства; в) кислотные свойства;


а) CrO, Cr(OH)2;

б) Cr2O3, Cr(OH)3;

в) CrO2, Cr(OH)4;


  1. Составьте уравнения реакции взаимодействия амфотерного гидроксида хрома (III) с кислотами и щелочами, имея в виду образование комплексных ионов Cr(III).


Сr(OH)3 + NaOH = NaCrO2 + 2H2O

2Сr(OH)3 + 2H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 6H2O


  1. В какой степени окисления марганец и хром проявляют только восстановительные свойства?


Марганец и хром проявляют восстановительные свойства только степени 4+.


Случайные файлы

Файл
240-2189.DOC
26122-1.rtf
169580.rtf
71781.rtf
102789.rtf