3 Контрольные вопросы
1 Составить уравнения реакций, происходящих в доменной печи. Указать условия и сущность реакций.
2 Какие растворы необходимы для получения Fе(ОН)2, FеСО3, FеS. Написать уравнения соответствующих реакций.
3 Закончить уравнения реакций, в которых соединения двух валентного железа проявляют восстановительные свойства:
а) FеSO4 + НNO3 (конц.) → Fе(NО3)3 + …;
б) FеSO4 + Вr2 + Н2SО4 → …;
в) FеSO4 +КМnO4+Н2SO4 → Fе2(SO4)3 + …;
г) FеSO4 + К2Сr2О7 + H2SO4 → … .
4 Закончить уравнения качественных реакций на ион Fе3+:
а) FеС13 + КCNS → …;
б) FеС13 + КОН → … .
5 Закончить уравнения качественных реакций на ион Fе2+:
а) FеС12 + К3[Fе(СN)6] → …;
б) Fе(NО3)2 + NаОН → … .
6 Закончить уравнения реакций, в которых трех валентное железо является окислителем:
а) Fе(СNS)3 + Nа2S2O3 → Nа2S4O6 + Fе(СNS)2 + NаСNS;
б) Nа2SO3 + Fе2(SO4)3 + Н2О → … .
7 Закончить уравнения реакций получения ферратов калия и бария (К2FeO4, ВаFеО4):
а) KОН + FеС13 + Вr2 → К2FеO4 + …;
б) K2FeO4+BaCl2 → BaFeO4 + … .
8 Как хлористое железо превратить в хлорное железо и наоборот? Составить уравнения соответствующих реакций.
9 Составить уравнения реакций действия на раствор Со(NО3)2 сначала небольшого количества, а затем избытка NН4OН.
10 Составить уравнение электролиза водного раствора: FеС13, Со(NO3)2, NiSO4.
11 Написать уравнения гидролиза в молекулярной, ионной и сокращенной ионной форме следующих солей: FеСО3, FeСl3, СоSO4.
12 Что лучше защищает поверхность железа от коррозии: покрытие слоем кадмия или никеля? Почему?
13 Закончить уравнения реакций:
а) Со(ОН)2 + Н2SO4 → …;
б) Со(ОН)3 + НСl (конц.) → … .
Лабораторная работа № 5 хром. Марганец
1 Теоретическая часть
Хром представляет собой твердый блестящий металл, плавящийся при 1890 ˚С; плотность его 7,19 г/см3. У него достраивается d - подуровень предпоследнего слоя. В силу стабильности конфигурации d5 у атомов хрома и молибдена наблюдается проскок одного электрона с оболочки ns на оболочку (n-1)d. У атомов хрома валентная электронная конфигурация 3d54s1. Внешняя электронная оболочка содержит один электрон, что обусловливает металлический характер этого элемента. Максимальная степень окисления равна +6, так как, помимо наружных электронов, в образовании связей может участвовать еще соответствующее число электронов из недостроенной предпоследней оболочки. Для хрома также характерны степени окисления +2,+3.
Соединения хрома (VI) отличаются неустойчивостью в растворах и являются сильными окислителями. При этом они чаще всего восстанавливаются до анионных или катионных комплексов хрома (III). Наиболее устойчивой степенью окисления хрома является +3. Это связано с тем, что соединения хрома (III) являются, как правило, комплексными с координационным числом 6 и октаэдрической пространственной конфигурацией расположения лигандов.
При комнатной температуре хром стоек к воде и к кислороду воздуха. Поверхность его покрывается оксидной пленкой, препятствующей коррозии.
Хром образует три оксида: оксид хрома (II) CrO, имеющий основной характер, оксид хрома (III) Cr2O3, проявляющий амфотерные свойства, и оксид хрома (VI) CrO3– кислотный оксид.
В водных растворах соли хрома гидратированы и содержат комплексный катион [Cr(H2O)6]3+, который обусловливает фиолетовую окраску. При нагревании растворов соли хрома CrCl3*6H2O часть координационной воды обменивается на хлорид-ионы (гидратная изомерия):
[Сr(Н2О)]6Cl3 ↔ [СrС1(Н2O)5]Cl2*Н2О ↔ [СrС12(Н2O)4]С1*2Н2О
фиолетовый зеленый темно-зеленый
Н2СrО4 - xромовая кислота, образующая соли хроматы. Н2Сr2О7 - двухромовая кислота, ее соли - дихроматы. Как хромовая, так и двухромовая кислоты неустойчивы, однако их соли более прочны. В водных растворах хромат- и дихромат–ионы образуют равновесную систему:
Сr2O72− + Н2О ↔ 2СrO42− + 2Н+
Отсюда следует, что в кислой среде равновесие смещено влево, в результате хромат превращается в дихромат, а при разбавлении водой или в щелочной среде – вправо и в результате дихромат переходит в хромат. Переход хромата в дихромат и наоборот можно наблюдать по изменению цвета окраски раствора.
Хроматы и дихроматы – сильные окислители, особенно в кислой среде.
Марганец, технеций и рений входят в VII-В подгруппу периодической системы и завершают первые пятерки вставных декад d-элементов. Их валентная электронная конфигурация (n-1)d5ns2. Имея на внешней электронной оболочке атома всего два электрона, марганец и его аналоги не способны присоединять электроны и в отличие от галогенов, соединений с водородом не образуют. Высшая степень окисления у них равна +7.
Для марганца наиболее характерны степени окисления +2 , +4, +7, относительно легко получаются производные, отвечающие степеням окисления 0, +3, +5, +6. Относительно стабильна степень окисления +2, поскольку наполовину заполненная d-оболочка отличается повышенной устойчивостью.
Марганец – серебристо-белый твердый хрупкий металл. Его плотность 7,44 г/см3, температура плавления 1245 ˚С.
В ряду напряжений марганец находится между алюминием и цинком: стандартный электродный потенциал Mn/Mn2+= − 1,18 В. На воздухе марганец покрывается тонкой защитной оксидной пленкой, предохраняющей его от дальнейшего окисления даже при нагревании. Но в мелкораздробленном состоянии марганец окисляется довольно легко. Вода при комнатной температуре действует на марганец очень медленно, при нагревании – быстрее. Марганец вытесняет водород из разбавленных кислот. Однако концентрированную серную кислоту он восстанавливает до оксида серы (IV), а азотную - до оксида азота (II); при этом образуются катионы Mn2+.
Марганец образует четыре простых оксида: MnO, Мn2O3, обладающие основными свойствами, MnO2- амфотерный, Мn2O7- ангидрид марганцовой кислоты НMnO4.
Оксид марганца МnО нерастворим в воде, поэтому гидроксид марганца (II) получают действием щелочей на соли двухвалентного марганца, выпадает белый осадок гидроксида марганца. На воздухе гидроксид марганца (II) быстро темнеет, окисляясь в бурый гидроксид марганца (IV).
В практическом отношении наиболее важны соединения маргнца (II), диоксид марганца и соли марганцовой кислоты- перманганаты.
Перманганаты – сильные окислители. Степень окисления марганца в реакциях изменяется в зависимости от pН-среды:
MnO4-
H+
H2O
OH-
Mn+2
– бесцветный р – р
MnO2
– бурый
осадок
MnO4-2
– р – р зеленого цвета