Теоретическая часть. Лабораторная работа

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

Цель работы.

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

Теоретическая часть.

К d - элементам относятся все элементы IB – VIIIB 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^- ↔ H₃CrO₃ ≡ HCrO₂ * H₂O ↔ H⁺ + 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 CrO₄^2- желтого цвета. При подкислении раствора, содержащего ионы CrO₄^2-, желтая окраска переходит в оранжевую в результате образования бихромат – иона Cr₂O₇^2-. 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:

Cu₂O → Cu + 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.

Дата добавления: 2015-07-15