Ионы d-элементов yi группы
РЕАКЦИИ ИОНОВ ХРОМА (Cr3+)
1. Гидроксиды щелочных металлов (NaOH,KOH) осаждают из растворов солей Cr3+ (сине-зеленый цвет) хрома гидроксид Cr(OH)3 серо-зеленого цвета, обладающий амфотерными свойствами:
CrCl3 + 3 NaOH = Cr(OH)3 ↓ + 3 NaCl
Избыток NaOH растворяет осадок с образованием изумрудно-зеленого раствора комплексной соли натрия гексагидроксохромата (III):
Cr(OH)3 + 3 NaOH = Na3[Cr(OH)6]
ОПЫТ. В пробирку поместить 3-5 капель раствора соли Cr3+ и 1-2 капли 2 н. раствора гидроксида натрия. Полученный осадок разделить на 2 части, испытать растворимость Cr(OH)3 в кислоте HCl и в избытке гидроксида натрия NaOH. Что наблюдается?
2. Пероксид водорода Н2О2 в щелочной среде окисляет ионы Cr3+ в хромат-ионы CrO42ˉ желтого цвета:
Na3[Cr(OH)6] + H2O2 = Na2CrO4 + NaOH + H2O
ОПЫТ. В пробирку поместить 2-3 капли раствора соли Cr3+, прибавить столько же 2 н. раствора NaOH до образования осадка Cr(OH)3, а затем избыток NaOH. К изумрудно-зеленому раствору образовавшегося Na3[Cr(OH)6] прибавить 3-5 капель 3%-ного раствора Н2О2 до образования раствора желтого цвета. Расставить коэффициенты, используя ионно-электронный метод.
Ионы d-элементов yii группы
РЕАКЦИИ ИОНОВ МАРГАНЦА (Mn2+)
1. Растворы гидроксидов щелочных металлов (NaOH, KOH) образуют с растворами солей Mn2+ (растворы солей Mn2+ имеют бледно-розовый цвет) белый осадок марганца (II) гидроксида Mn(OH)2, растворимый в кислотах, но нерастворимый в щелочах:
MnCl2 + 2 NaOH = Mn(OH)2 ↓ + 2 NaCl
Осадок Mn(OH)2 кислородом воздуха постепенно окисляется до бурого марганца (IY) оксида-гидроксида MnO(OH)2, который так же легко образуется при окислении растворов Mn2+ водорода пероксидом Н2О2:
Mn(OH)2 + H2O2 = MnO(OH)2 ↓ + H2O
ОПЫТ. В пробирку поместить 3-5 капель раствора соли Mn2+ и прибавить несколько капель раствора NaOH до появления белого осадка. Затем прибавить к осадку 3-5 капель 3%-ного раствора Н2О2. Перемешать. Что наблюдается?
2. Реакция с натрия висмутатом NaBiO3. Соли Mn2+ окисляются в кислой среде до MnO4ˉ розового цвета при обычных условиях:
MnSO4 + NaBiO3 + HNO3 = HMnO4 + Bi(NO3)3 + Na2SO4 + NaNO3 + H2O
Расставить коэффициенты методом ионно-электронного баланса.
ОПЫТ. В пробирку поместить 1 мл 2 н. HNO3, а затем 1-2 капли раствора моли Mn2+, перемешать и добавить немного порошка NaBiO3. Что наблюдается? (Реакция окисления Mn2+ ионов натрия висмутатом NaBiO3 специфична, т.е. позволяет обнаруживать их в присутствии других катионов).
Ионы d-элементов yiii группы
РЕАКЦИИ ИОНОВ ЖЕЛЕЗА (Fe2+)
Калия гексацианоферрат (III) К3[Fe(CN)6] окисляет Fe2+ в Fe3+:
FeCl2 + K3[Fe(CN)6] → KFe[Fe(CN)6] ↓ + 2 KCl
K+ + Fe2+ + [Fe(CN)6]3ˉ → KFe[Fe(CN)6] ↓
Соединение KFe[Fe(CN)6] носит тривиальное название турнбулевой сини (калия железа (III) гексацианоферрат (II)).
ОПЫТ. В пробирку поместить 2-3 капли раствора соли Fe2+ и добавить 2-3 капли раствора K3[Fe(CN)6]. Что наблюдается?
2. Растворы гидроксидов щелочных металлов (NaOH, KOH) осаждают из растворов солей Fe2+ железа (II) гидроксид Fe(OH)2, который на воздухе имеет грязно-зеленоватый цвет, переходящий в бурый в результате частичного окисления до Fe(OH)3:
FeSO4 + 2 NaOH = Fe(OH)2 ↓ + Na2SO4
4 Fe(OH)2 + O2 + 2 H2O = 4 Fe(OH)3 ↓
ОПЫТ. В пробирку поместить 3-5 капель раствора соли Fe2+ и добавить 3-5 капель раствора щелочи. Испытать растворимость полученного осадка в кислоте HCl и в избытке щелочи. Что наблюдается?
РЕАКЦИИ ИОНОВ ЖЕЛЕЗА (Fe3+)
1. Калия гесацианоферрат (II) K4[Fe(CN)6] образует с растворами солей Fe3+ (имеют желтую окраску) темно-синий осадок калия-железа (III) гексацианоферрата (II) (берлинскую лазурь), который по данным рентгеноструктурного анализа идентичен турнбулевой сини:
FeCl3 + K4[Fe(CN)6] → KFe[Fe(CN)6] ↓ + 3 KCl
ОПЫТ. В пробирку поместить 2-3 капли раствора соли Fe3+ и добавить 2-3 капли раствора K4[Fe(CN)6]. Что наблюдается?
2. Растворы гидроксидов щелочных металлов (NaOH, KOH) образуют с растворами солей Fe3+ бурый осадок железа (III) гидроксида Fe(OH)3, в очень малой степени обладающего амфотерными свойствами:
FeCl3 + 3 NaOH = Fe(OH)3 ↓ + 3 NaCl
ОПЫТ. В пробирку поместить 3-5 капель раствора соли Fe3+ и добавить 3-5 капель раствора щелочи. Что наблюдается? Испытать растворимость Fe(OH)3 в кислоте и в избытке щелочи.
РЕАКЦИИ ИОНОВ КОБАЛЬТА (Со2+)
1. Растворы щелочей (NaOH, KOH) образуют с растворами солей Со2+ (имеют розовую окраску) синий осадок основной соли кобальта гидроксохлорида CoOHCl, который в избытке щелочи переходит в осадок кобальта (II) гидроксида:
CoCl2 + NaOH = CoOHCl ↓ + NaCl
CoOHCl + NaOH = Co(OH)2 ↓ + NaCl
ОПЫТ. В пробирку поместить 3-5 капель раствора соли Со2+ и прибавить 1 каплю раствора NaOH, а затем избыток щелочи. Что наблюдается?
Аммония роданид (или калия) NH4CNS (KCNS) образует с катионом Co2+ комплексную соль – аммония тетрароданокобальтат (II) (NH4)2[Co(CNS)4]. Ион [Co(CNS)4]2ˉ неустойчив и легко распадается в водных растворах, но если к раствору прибавить спирт (или смесь его с эфиром) и взболтать, то комплексное соединение переходит в смесь растворителей и окрашивает слой в синий цвет:
CoCl2 + 4 NH4CNS = (NH4)2[Co(CNS)4] + 2 NH4Cl
ОПЫТ. В пробирку поместить 2-3 капли раствора соли Со2+, добавить 8-10 капель насыщенного раствора NH4CNS и 5-6 капель смеси эфира с амиловым спиртом и взболтать. Что наблюдается?
РЕАКЦИИ ИОНОВ НИКЕЛЯ (Ni2+)
1. Растворы гидроксидов щелочных металлов (NaOH, KOH) образуют с растворами солей Ni2+ (имеют зеленую окраску) зеленый осадок никеля (II) гидроксида Ni(OH)2, растворимый в избытке раствора аммиака с образованием соли комплексного катиона гексаамминникеля (II) синего цвета:
NiSO4 + 2 NaOH = Ni(OH)2 ↓ + Na2SO4
Ni(ОН)2 + 6 NH4OH = [Ni(NH3)6](OН)2 + 6 H2O
ОПЫТ. Поместить в пробирку 3-5 капель раствора соли Ni2+ и прибавить 1-2 капли раствора NaOH. Что наблюдается? К образовавшемуся осадку добавить избыток раствора аммиака. Что наблюдается?
ФОРМА ОТЧЕТА:
1. Представить описание качественных реакций катионов металлов d-элементов, которое должно включать:
а) уравнение реакции в молекулярной и молекулярно-ионной формах;
б) условия проведения реакции;
в) результаты наблюдения (цвет осадка, окраска раствора)
6. вопросы ДЛЯ САМОконтроля знаний:
1) Написать электронные формулы атомов железа, хрома, меди, серебра. Какие валентности и степени окисления проявляют они в соединениях?
2) Написать в молекулярной и ионной формах уравнения реакций гидролиза солей: хлорида железа (III), нитрата цинка.
3) Написать уравнения реакции перехода хрома 3х-валентного в 6ти-влентный. В какой среде протекает этот процесс? Какие ионы образуются при этом?
4) Почему ион Сr2О72ˉ – сильный окислитель? Привести уравнение соответствующей реакции.
5) Написать уравнения реакций, иллюстрирующих окислительные свойства перманганат иона в различных средах.
6) Написать уравнения реакции растворения меди (II) гидроксида в аммиаке и в соляной кислоте. Назвать полученные соединения.
7) Написать уравнение реакции растворения серебра в азотной кислоте. Какое практическое значение имеет образовавшаяся в результате реакции соль?
8) Дописать уравнения и подобрать коэффициенты для следующих реакций:
а) К2Cr2О7 + NаВr + Н2SО4 →
б) Сr2(SО4)3 + Н2О2 + КОН →
в) КМпО4 + КNО2 + КОН →
г) FеSО4 + К2Сr2О7 + Н2SО4 →
д) К2Сr2О7 + КI + НСI →
9. Почему при введении в раствор солей хрома (III) сульфид или карбонат ионов выпадает осадок одинакового состава? Написать уравнения реакций в молекулярной и молекулярно-ионной формах.
7. ЛИТЕРАТУРА
ОСНОВНАЯ:
1. Конспект лекций.
2. Ю.А. Ершов и др. "Общая химия", М., "Высшая школа", 2005; с.254-305;
3. Введение в химию биогенных элементов и химический анализ. Учебное пособие для мед. вузов. Под ред. Е.В. Барковского – Минск, "Вышэйшая школа", 1997 г., с. 12-16, 34-38, 63-71.
ДОПОЛНИТЕЛЬНАЯ:
1. Н.Л. Глинка. "Общая химия", Л-д, "Химия", 1988, с. 551-563, 625-646;
2. А.В. Суворов, А.Б. Никольский. "Общая химия", Санкт-Петербург, "Химия", 1994, с. 508-549, 550-580;
3. К.Н. Зеленин "Химия", Санкт-Петербург, "Спец. литература" 1997, с. 626-650.
Авторы: Зав. кафедрой, доцент, к.х.н. Лысенкова А.В., доцент, к.х.н. Филиппова В.А., ст. преподаватели Прищепова Л.В., Чернышева Л.В., Одинцова М.В., ассистенты Короткова К.И., Перминова Е.А.
03.09.2010