Методические рекомендации к лабораторным работам по курсу "химия" (стр. 11 из 17)

MnO Mn₂O₃ MnO₂ MnO₃ Mn₂O₇

усиление основных свойств усиление кислотных свойств

Им соответствуют гидроксиды: Mn(OH)₂ и Mn(OH)₃ - основания; Mn(OH)₄ = H₂MnO₃ - амфотерное соединение; H₂MnO₄ - марганцовистая кислота; HMnO₄ - марганцовая кислота.

Для химии марганца характерны окислительно-восстановительные реакции. При этом кислая среда способствует образованию катионных комплексов Mn²⁺, сильнощелочная – анионных комплексов Mn⁶⁺, нейтральная (а так же слабокислая и слабощелочная) - образованию производных Mn⁴⁺, чаще всего MnO₂.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Окислительные свойства ионов МnO₄^-.

Описание опыта

Перманганат калия - сильный окислитель. В зависимости от условий реакции (рН среды) продукты восстановления получаются разные:

+ 8Н⁺ + 5ē ® Mn⁺² + 4H₂O

(бесцветный)

MnO₄^-

+ 2Н₂О + 3ē ® MnO₂¯ + 4OH^-

(фиолетовый) (бурый осадок)

+ 1ē ® MnO₄^2-

(зеленый)

Порядок выполнения опыта

1. В три пробирки налить по 2 мл раствора KMnO_4.

2. В первую пробирку прилить 1 мл Н₂SO₄ (2н), во вторую - 1 мл воды и в третью - 1 мл КОН (2н).

3. В каждую пробирку прилить избыток раствора Nа₂SО₃.

Задание

1. Напишите уравнения реакций и расставить в них коэффициенты, используя метод электронно-ионного баланса. Укажите признаки реакций.

2. Выпишите из справочника значения Е⁰ для иона MnO₄^- в кислой, нейтральной и щелочной средах. В каком случае MnO₄^- проявляет максимальную окисляющую способность?

3. Рассчитайте величину Э.Д.С. для каждой из проведенных реакций. Сделайте вывод о направлении реакций.

Опыт 2. Свойства перманганата калия

Порядок выполнения

1. В сухую пробирку возьмите несколько кристалликов KMnO₄ и нагрейте на газовой горелке. С помощью тлеющей лучинки исследуйте природу выделяющегося газа.

2. Вещество после прокаливания перенесите из пробирки на поверхность фарфоровой чашки и смочите дистиллированной водой. По цвету образующихся пятен сделайте вывод о составе продуктов реакции. (Обратите внимание, что при растворении KMnO₄ образует фиолетовый раствор, K₂MnO₄ - зеленый, MnO₂ - нерастворимое в воде вещество бурого цвета).

Задание

1. Напишите уравнение реакции внутримолекулярного окисления-восстановления, которая идет при нагревании KMnO₄. Укажите признаки реакций. Определите окислитель и восстановитель.

2. Какие свойства – окислительные или восстановительные – характерны для соединений марганца(VII)? Приведите примеры реакций.

Опыт 3. Получение и исследование свойств гидроксида

марганца(II)

Порядок выполнения

1. Налейте в пробирку раствор соли марганца(II) и прилейте по каплям раствор щелочи до образования осадка. Отметьте цвет осадка.

2. Полученный раствор с осадком разделите на 3 пробирки. В первых двух - проверьте растворимость полученного гидроксида в разбавленной кислоте и избытке щелочи. Раствор с осадком в третьей пробирке сильно взболтайте и обратите внимание на цвет осадка.

Задание

1. Напишите уравнения всех проведенных реакций, укажите их признаки. Объясните потемнение осадка в третьей пробирке.

2. Cделайте вывод о свойствах гидроксида марганца(II).

3. Какие свойства – окислительные или восстановительные – характерны для соединений марганца? Приведите примеры реакций.

Опыт 4. Получение и исследование свойств гидроксида

хрома(III)

Порядок выполнения

1. Налейте в пробирку 2-3 мл раствора соли Cr(III) и по каплям прилейте 2н раствор щелочи до образования осадка.

2. Осадок разделите на 2 части.

3. К первой части осадка прилейте 2 н раствор HCl. Запишите наблюдения. Ко второй части осадка прилейте избыток раствора щелочи. Запишите наблюдения. Полученный раствор сохраните для опыта 2.

Задание

1. Напишите уравнения проведенных реакций, укажите их признаки и сделайте вывод о свойствах Cr(OH)₃.

2. Исходя из значений K_s(Cr(OH)₃), рассчитайте, при каком рН начинается образование осадка Cr(OH)₃ при добавлении NaOH к 2н раствору CrCl₃ (разбавлением пренебречь).

Опыт 5. Восстановительные свойства соединений

хрома(III)

Порядок выполнения

1. К раствору Na₃[Cr(OH)₆], полученному в опыте 1, добавьте 10 капель бромной воды. Перемешайте и нагрейте на водяной бане до перехода окраски раствора из зеленой в желтую.

Задание

1. Напишите уравнение реакций, укажите окислитель и восстановитель. Укажите признаки реакций.

2.Выпишите значение E⁰(CrO₄^2-+4H₂O/Cr(OH)₆^3-+2OH^-) и приведите примеры окислителей, которые могут окислить соединения Cr³⁺.

Опыт 6. Окислительные свойства соединений хрома(VI)

Описание опытa

Бихромат калия в кислой среде - сильный окислитель:

Cr₂O₇^2- + 14H⁺ + 6ē ® 2Cr³⁺ + 7H₂O

оранжевый сине-фиолетовый

В качестве восстановителей в опыте используют NaNO₂, Na₂SO₃ и KI.

Порядок выполнения

В три пробирки налить по 1 мл раствора К₂Cr₂O₇ и по 0,5 мл 2н раствора H₂SO₄.

В первую пробирку прибавить раствор NaNO₂, а во вторую - Na₂SO₃, в третью – KI. Пробирки нагрейте и запишите наблюдения.

Задание

1. Закончите уравнения реакций и расставьте коэффициенты, используя метод электронно-ионного баланса. Укажите признаки реакций.

К₂Cr₂O₇ + NaNO₂ + H₂SO₄ ®

К₂Cr₂O₇ + Na₂SO₃ + H₂SO₄ ®

К₂Cr₂O₇ + KI + H₂SO₄ ®

2. Рассчитайте величину Э.Д.С. для данных реакций.

3. Какой из ионов - MnO₄^- или Cr₂O₇^2- является более сильным окислителем в кислой среде?

4. Выпишите значения Е⁰ Cr⁶⁺ для в кислой и щелочной средах. В какой среде окислительные свойства Cr⁶⁺ выражаются сильнее?

Опыт 7. Взаимные переходы хромат- и бихромат-ионов

Порядок выполнения

В две пробирки налейте по 1 мл раствора K₂CrO₄. Раствор в одной из пробирок служит для сравнения. В другую пробирку добавьте несколько капель серной кислоты до изменения окраски цвета раствора. Запишите наблюдения. Затем в ту же пробирку добавьте раствор щелочи до получения первоначальной окраски.

Задание

1. Напишите уравнения проведенных реакций в молекулярном и ионном виде. Укажите признаки реакций.

2. Оформите отчет о лабораторной работе №8.

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №9

СВОЙСТВА d-ЭЛЕМЕНТОВ

ЖЕЛЕЗО. КОБАЛЬТ. НИКЕЛЬ. МЕДЬ

Цель работы: Исследование химических свойств железа, кобальта, никеля, меди и их соединений.

Оборудование: Кристаллические вещества: FeSO₄, NHSCN. Растворы: NaOH, HCl, FeSO₄, KMnO₄, H₂SO₄, FeCl₃, K₄[Fe(CN)₆], K₃[Fe(CN)₆], KSCN, NH₄SCN, CoCl₂, Br₂ aq, NH₄Cl, NH₄OH, NiSO₄, CuSO₄, KI, крахмал. Пробиркодержатели.

Литература: Н.Л.Глинка. Общая химия. §§ 200, 242-244.

Теоретическая часть

Химическая активность 3d-металлов Fe. Co, Ni и Cu значительно ниже, чем металлов YI и YII групп и понижается по мере заполнения электронами d-подуровня. Некоторые характеристики элементов приведены в таблице.

Таблица

Некоторые физико-химические свойства 3d-элементов

Z	Fe	Co	Ni	Cu
	26	27	28	29
Электронная струк-тура	[Ar]3d64s2	[Ar]3d74s2	[Ar]3d84s2	[Ar]3d104s1
R, A	0,126	0,125	0,123	0,128
j1, эВ	7,9	7,85	7,633	7,73
ОЭО	1,64	1,70	1,75	1,75
E0(Me2+/Me), В	-0,44	-0,277	-0,255	+0,34
Характерные cте- пени окисления	+2,+3	+2,+3	+2,+3	+1,+2

В соответствии со своими характерными степенями окисления все эти элементы образуют два ряда соединений. В низшей степени окисления (+2 для Fe, Co, Ni и +1 для Cu) элементы образуют основные оксиды, которым соответствуют основания. В степени окисления +3 для Fe, Co, Ni и +2 для Cu элементы образуют оксиды и гидроксиды с преобладанием основных свойств. Так же как и для Cr и Mn, для Fe, Co, Ni и Cu характерны окислительно-восстановительные свойства и способность к образованию комплексных соединений различных типов, в которых они имеют координационные числа 6 и 4.

Ионы металлов и соответствующие им соли имеют характерную окраску: Fe⁺² - почти бесцветные; Fe⁺³ - желтые или красно-бурые; Co⁺² - водные растворы солей имеют розовый цвет, а безводные соли - синий; Ni⁺² - зеленые; Cu⁺² - голубые.