Студопедия
Случайная страница | ТОМ-1 | ТОМ-2 | ТОМ-3
АвтомобилиАстрономияБиологияГеографияДом и садДругие языкиДругоеИнформатика
ИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеталлургияМеханика
ОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРелигияРиторика
СоциологияСпортСтроительствоТехнологияТуризмФизикаФилософияФинансы
ХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника

Теоретическая часть. Лабораторная работа

Читайте также:
  1. I. Теоретическая часть
  2. II часть.
  3. II. Основная часть.
  4. II. Теоретическая часть
  5. III часть.
  6. III. Аналитическая часть.
  7. Вариативная часть.

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 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:

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; просмотров: 54 | Нарушение авторских прав


<== предыдущая страница | следующая страница ==>
КОЛЕБАНИЯ И ВОЛНЫ| Практическая часть.

mybiblioteka.su - 2015-2024 год. (0.012 сек.)