1. Химия металлов

Лабораторная работа № 1

Тема: Химические свойства металлов IA подгруппы

Цель работы: изучение химических свойств металлов IA подгруппы и их соединений

Краткая теория: Щелочные металлы и их соединения

3

Li

литий

Щелочными металлами называют элементы главной подгруппы первой группы периодической системы Д. И. Менделеева. К ним относятся литий Li, натрий Na, калий К, рубидий Rb, цезий Сs и франций Fr. Щелочными их называют потому, что их гидроксиды хорошо растворяются в воде и представляют собой сильные щелочи.

Все щелочные металлы серебристого цвета, за исключением цезия, который имеет золотисто-желтую окраску. Они очень мягки и легко режутся ножом; самый твердый из них литий. От лития к францию число электронных уровней в атоме возрастает от 2 до 7, в связи с чем увеличиваются радиусы атомов и уменьшаются энергии ионизации, а следовательно, возрастает восстановительная активность. На внешнем уровне всех атомов находится по одному s- электрону (ns¹), который слабо связан с ядром, легко отторгается, и всем этим элементам характерна степень окисления +1. Щелочные металлы имеют небольшую плотность (литий почти в два раза легче воды), низкие температуры плавления и высокую электропроводность. В ряду стандартных окислительно-восстановительных потенциалов щелочные металлы по своим значениям электродных потенциалов расположены в начале ряда.

В природе из-за высокой реакционной способности щелочные металлы могут находиться исключительно в виде соединений, главным образом солей: хлоридов, сульфатов, карбонатов, нитратов, силикатов. Наиболее распространены в природе натрий и калий; содержание каждого из них в земной коре около 2,5 %, а на долю всех остальных приходится приблизительно 0,014%.

В свободном виде щелочные металлы получают, главным образом, электролизом расплавленных солей или гидроксидов. Используются также методы замещения:

KCl + Na  K + NaCl

KOH + Na  K + NaOH

2 RbCl + Ca  2Rb + CaCl₂

2 CsCl + Ca  2Cs + CaCl₂

Щелочные металлы легко вступают в химические реакции со всеми элементарными окислителями: галогенами, кислородом, серой, азотом и даже водородом.

2 Na + Cl₂  2 NaCl

Литий при взаимодействии с кислородом образует оксид Li₂O:

4 Li + О₂ 2 Li₂O

Натрий - пероксид Na₂O₂:

2 Na + О₂  Na₂O₂

Калий, рубидий и цезий - супероксиды:

Me + О₂  MeO₂

2 Na + S  Na₂S (Na₂S₂, Na₂S₅)

6 Li + N₂  2 Li₃N

2 Na + H₂  2NaH

Щелочные металлы бурно взаимодействуют с водой с выделением тепла:

2Me + 2H₂O  2 MeOH + H₂ + Q

Характеристичные соединения – оксиды (Ме₂О) и гидроксиды (МеОН) хорошо растворяются в воде и являются сильными основаниями.

Ме₂О + Н₂О = 2МеОН

Их водные растворы имеют сильнощелочную среду в результате полной диссоциации:

МеОН  Ме⁺ + ОН^-

Соли щелочных металлов практически все хорошо растворимы в воде. Они не гидролизуются по катиону, поэтому их растворы нейтральны (соли сильных кислот) или щелочные (соли слабых кислот).

Щелочные металлы широко используются в технике. Изотоп лития ⁷₃ Li - теплоноситель в атомных реакторах.

Металлический литий и некоторые его соединения служат топливом для ракет. Кроме того, литий используют как исходный продукт для получения трития ³₁Н в ядерной реакции:

⁶₃ Li + ¹₀ n = ³₁ H + ⁴₂ He

Рубидий и цезий широко используют в фотоэлементах, преобразующих лучистую энергию в электрическую.

Наибольшее практическое применение во всех областях нашли соединения натрия и калия.

Вопросы для подготовки к занятию

1. Электронные конфигурации атомов, валентные электроны, степени окисления.

2. Свойства простых веществ – щелочных металлов:

- активность металлов, положение в «ряду стандартных окислительно-восстановительных (электродных) потенциалов металлов»;

- взаимодействие с кислородом, галогенами, серой, азотом и другими неметаллами;

- взаимодействие с водой, водными растворами кислот, окисляющими H⁺ (HF, HCl, HBr, HI, разбавленной H₂SO₄, H₃PO₄, RCOOH и другими);

- взаимодействие с концентрированной H₂SO₄, разбавленной и концентрированной HNO₃.

3. Свойства оксидов и гидроксидов щелочных металлов:

- растворимость, взаимодействие с водой, диссоциация в водном растворе;

- взаимодействие с кислотами и кислотными оксидами.

4. Нахождение в природе и получение простых веществ - щелочных металлов.

5. Получение и применение соединений щелочных металлов: каустической соды, кальцинированной соды, пищевой соды.

Экспериментальная часть

Все опыты со щелочными металлами следует проводить осторожно, не роняя кусочков металла на пол, одежду, и строго соблюдать методику проведения опыта. Категорически запрещается наклонять лицо над сосудом, в котором происходит реакция! Все опыты проводить в вытяжном шкафу!

Опыт 1.Взаимодействие натрия (калия) с кислородом

(демонстрационный)

Достать небольшой кусочек натрия (калия) (с горошину) пинцетом из сосуда, где он хранился под керосином, осушить фильтровальной бумагой и разрезать скальпелем на две части. Свежий срез имеет блестящий серебристо-белый цвет, однако через некоторое время поверхность среза тускнеет. Что происходит? Написать уравнение реакции. Кусочек металла поместить в металлическую ложечку или тигель для сжигания и нагреть над пламенем горелки. Написать уравнение реакции, учитывая, что натрий, сгорая, образует перекись натрия Na₂O₂.

Опыт 2. Окислительные свойства Na₂O₂ (демонстрационный)

Полученную в опыте 1 перекись натрия перенести в пробирку и налить в неё немного разбавленного раствора H₂SO₄ и несколько капель КI. В пробирке образуется свободный йод. Убедитесь в этом по цвету и запаху раствора или с помощью крахмального клейстера. Протекающая реакция выражается схемой:

Na₂O₂ + H₂SO₄ + KI  I₂ + ...

Составить уравнение реакции, имея в виду, что ион О₂^2- является окислителем в кислой среде и реагирует следующим образом:

О₂^2- + 4Н⁺ + 2 е  2 Н₂О

Опыт 3. Действие натрия на воду (демонстрационный)

Налить в широкий стакан (фарфоровую чашку) до половины объёма воды, опустить в него кусочек натрия, быстро прикрыть стакан часовым стеклом и наблюдать за протеканием реакции. Почему кусочек металла “бегает”? После окончания опыта убедитесь в щелочной реакции содержимого стакана действием двух-трех капель фенолфталеина. Написать уравнение реакции. Какую интенсивность реакции с водой можно ожидать от калия и других щелочных металлов?

Опыт 4. Открытие ионов щелочных металлов по окрашиванию

пламени (демонстрационный)

Нихромовую проволоку подержать некоторое время в соляной кислоте и прокалить в пламени горелки. Затем опустить проволоку в раствор соли лития и внести в бесцветное пламя горелки. В какой цвет окрасилось пламя? Так же поступить с солями калия и натрия (натрий - в последнюю очередь), каждый раз предварительно очищая проволоку в кислоте. В какой цвет окрашивают пламя ионы калия и натрия?

Контрольные вопросы

1. Чем объяснить высокую активность щелочных металлов?

2. Какова электронная структура атомов щелочных металлов?

3. Как изменяются радиусы атомов, потенциалы ионизации, окислительно-восстановительные свойства элементов I А подгруппы по группе периодической системы Д.И. Менделеева?

4. Каковы физические свойства щелочных металлов?

5. Каковы химические свойства щелочных металлов? Взаимодействуют ли непосредственно щелочные металлы с азотом, кислородом, хлором, водородом, серой, водой? Написать соответствующие уравнения реакций.

6. Назвать важнейшие области применения щелочных металлов.

7. Назвать основные способы получения щелочных металлов.

8. Назвать важнейшие соединения щелочных металлов и области их применения.

9. Как из хлорида калия получить металлический калий; гидроксид калия? Написать соответствующие уравнения реакций.

10.Как можно получить нитриды щелочных металлов? Как нитриды металлов взаимодействуют с водой?

11.Как получить гидриды калия и натрия? Каковы их химические свойства?

12.Гидроксид калия применяется для осушки газов. Какие из указанных газов: сероводород, аммиак, диоксид углерода – нельзя осушать гидроксидом калия?

13.Составить уравнения реакций для следующих превращений:

Na  NaCl  NaOH  Na  NaH  NaCl

14.Составить уравнения реакций для следующих превращений:

Li₂SO₄  Li₂CO₃  LiHCO₃  LiCl  Li

15.Составить уравнения реакций для следующих превращений:

NaCl  Na  Na₂O₂  Na₂O  NaOH

16.Составить уравнения реакций для следующих превращений

Cs  CsCl  CsOH  CsNO₃  CsNO₂

17.Написать уравнения реакций:

а) NaHCO₃ ^t б) LiNO₃ ^t в) NaOH + Cl₂ 

18.Написать уравнения реакций:

а) Li + N₂  б) NaOH + CO₂  в) KO₂ + CO₂ 

19. Написать уравнения реакций, лежащих в основе промышленного способа получения гидрокарбоната натрия. Как проводят очистку продукта?

20. Как получить калий из сильвинита? Какие промышленные отходы возможны в этом производстве?

Лабораторная работа № 2

Тема: Химические свойства металлов IIA подгруппы

Цель работы: изучение химических свойств металлов IIA подгруппы и их соединений

Краткая теория: металлы IIА подгруппы и их соединения

В

20

Ca

кальций

о IIА подгруппу периодической системы Д.И.Менделеева входят элементы бериллий Ве, магний Mg, кальций Са, стронций Sr, барий Ва, радий Ra. Входящие в IIА подгруппу кальций, стронций, барий и радий называют щелочноземельными металлами, так как гидроксиды их обладают щелочными свойствами, а оксиды сходны с оксидами алюминия и тяжелых металлов (так называемых “земель”). Бериллий (и отчасти магний) существенно отличаются от остальных элементов II А подгруппы. По ряду свойств бериллий похож на алюминий, а магний - на цинк.

Все элементы II А подгруппы имеют по два валентных s-электрона, один из которых при возбуждении переходит на р-подуровень. Поэтому они в своих соединениях двухвалентны.

Бериллий имеет очень маленький радиус иона и, следовательно, большой потенциал ионизации. Он образует, практически во всех соединениях, ковалентные связи.

Элементы IIА подгруппы химически активны и встречаются в природе только в виде соединений. Бериллий чаще всего встречается в виде минерала берилла Be₃Al₂(SiO₃)₆. Окрашенные примесями разновидности берилла известны как драгоценные камни - изумруд, аквамарин и т.д. Магний, кальций, стронций и барий входят в состав природных сульфатов, карбонатов, фосфатов, силикатов.

Основным способом получения металлов IIА подгруппы является электролиз расплавов солей или гидроксидов. Реже используют для получения этих металлов процессы восстановления кремнием, углем, алюминием.

В свободном состоянии элементы IIА подгруппы - легкие металлы с различными формами кристаллической решетки.

Металлы IIA подгруппы очень сильные восстановители и активно взаимодействуют с различными окислителями. С неметаллами образуют бинарные соединения, например:

3Me + N₂ = Me₃N₂;

обладают высоким сродством к кислороду:

2Ме + О₂ = 2МеО.

Химическая активность в подгруппе увеличивается с повышением порядкового номера. Электродные потенциалы имеют низкие отрицательные значения: от –1,85 В у бериллия до –2,9 В у бария. По отношению к воде бериллий и магний устойчивы, так как покрыты защитной оксидной пленкой. Щелочноземельные металлы (Са, Sr, Ba) реагируют с водой по реакции

Ме + 2Н₂О = Ме(ОН )₂ + Н_2.

Все металлы активно взаимодействуют с различными кислотами:

Me + 2H⁺ = Ме²⁺ + H₂

4Me + 5H₂SO₄(конц.) = 4MeSO₄ + H₂S + 4H₂O

4Me + 10HNO₃(разб.) = 4Me(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

Со щелочами с образованием комплексных солей способен взаимодействовать только бериллий, что объясняется амфотерным характером его оксида и гидроксида:

Be + 2H₂O + 2NaOH = Na₂[Be(OH)₄] + H₂

Свойства характеристичных соединений –оксидов ( МеО) и гидроксидов (Ме(ОН)₂) – в подгруппе закономерно изменяются с увеличением порядкового номера:возрастает растворимость в воде и усиливаются основные свойства.

Оксиды Гидроксиды Растворимость Кислотно-основные свойства

BeO Be(OH)₂ нерастворим амфотерные

MgO Mg(OH)₂ нерастворим сред. основные

CaO Ca(OH)₂ умеренно раств. сильн. основные

SrO Sr(OH)₂ умеренно раств. сильн. основные

BaO Ba(OH)₂ умеренно раств. сильн. основные

Большинство оксидов и гидроксидов металлов IIA подгруппы обладают основными свойствами и диссоциируют в соответствии с уравнениями

M g(OH)₂ Mg²⁺ + 2OH^-

M e(OH)₂ Me²⁺ + 2OH^- (Me = Ca, Sr, Ba )

Они взаимодействуют только с кислотами:

Me(OH)₂ + 2HCl = MeCl₂ + 2H₂O

Исключением являются соединения бериллия, которые амфотерны. Диссоциация его гидроксида протекает как по кислотному, так и по основному типу:

[ Be(OH)₄]^2- + 2H⁺ Be(OH)₂ + 2H₂O Be²⁺ + 2OH^-

Оксид и гидроксид бериллия взаимодействуют и с кислотами и со щелочами, образуя соответствующие соли:

Be(OH)₂ + 2HCl = BeCl₂ + 2H₂O

Be(OH)₂ + 2NaOH = Na₂[Be(OH)₄]

Тетрагидроксобериллат натрия

сплав.

Be(OH)₂ + 2NaOH = Na₂BeO₂ + 2H₂O

бериллат натрия

Все соли бериллия сильно гидролизованы.

Наибольшее значение в промышленности имеют бериллий и магний. Бериллий используют как замедлитель нейтронов в атомных реакторах. В качестве легирующей добавки он сообщает сплавам твердость, прочность, антикоррозионную устойчивость. Сплавы на основе магния широко применяют как конструкционные материалы в ракетной технике, авиа- и автостроении. Они содержат до 80% магния и различные добавки, отличаются малой плотностью, высокой прочностью, хорошей электропроводностью.

Сплавы бария со свинцом используют в типографском деле.

Металлический кальций используют для восстановления из руд хрома, рубидия и некоторых других металлов.

Из соединений элементов IIА подгруппы наибольший практический интерес представляют соединения кальция:

СаО - оксид кальция (негашеная известь);

Са(ОН)₂ - гидроксид кальция (гашеная известь; известковая вода);

СаСО₃ - карбонат кальция (мел; мрамор);

СаSO₄  2 Н₂О - двуводный кристаллогидрат сульфата кальция (гипс);

СаSO₄  1/2 H₂O - полуводный кристаллогидрат сульфата кальция (алебастр).

Вопросы для подготовки к занятию

1. Электронные конфигурации атомов, валентные электроны, степени окисления.

2. Свойства простых веществ – металлов:

- активность металлов, положение в «ряду стандартных окислительно-восстановительных (электродных) потенциалов металлов»;

- взаимодействие с кислородом, галогенами, серой, азотом и другими неметаллами;

- взаимодействие с водой, с водными растворами щелочей, водными растворами кислот, окисляющими H⁺ (HF, HCl, HBr, HI, разбавленной H₂SO₄, H₃PO₄, RCOOH и другими);

- взаимодействие с концентрированной H₂SO₄, разбавленной и концентрированной HNO₃.

3. Свойства оксидов и гидроксидов металлов IIA подгруппы:

- растворимость, взаимодействие с водой, диссоциация в водном растворе;

- взаимодействие с кислотами и кислотными оксидами;

- взаимодействие соединений Be с основаниями при сплавлении и растворами щелочей.

4. Свойства солей металлов IIA подгруппы:

- растворимость в воде, гидролиз;

- растворимость в кислотах, в щелочах.

5. Нахождение в природе и получение простых веществ – металлов.

6. Получение и применение соединений металлов IIA подгруппы.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Взаимодействие магния и кальция с кислородом

(демонстрационный)

Небольшой кусочек стружки магния пинцетом внести в пламя горелки и после воспламенения сжечь его над фарфоровым тиглем. К собранному в тигле оксиду магния прилить 1 ... 2 мл воды и добавить 1 каплю фенолфталеина.

Аналогичный опыт провести с кальцием.

Объяснить происходящие явления и написать уравнения реакций.

Опыт 2. Взаимодействие магния и кальция с водой

(демонстрационный)

В химический стакан с водой добавить 1 ... 2 капли фенолфталеина и внести пинцетом небольшую стружечку (лучше немного порошка) магния и наблюдать за протеканием реакции.

Аналогичный опыт провести с кальцием.

Объяснить происходящие явления и написать уравнения реакций. Сопоставить активность металлов по отношению к воде.

Опыт3. Свойства гидроксидов бериллия и магния

а) В две пробирки налить по 3 ... 5 капель раствора хлорида бериллия и добавить в каждую пробирку раствор гидроксида натрия по каплям до образования осадка. Отметить цвет осадка. Затем в одну пробирку добавить HCl, а в другую - NaOH до растворения осадков. Описать наблюдения, дать объяснения. Написать уравнения реакций. Какими свойствами обладает Ве(ОН)₂ ?

б) В две пробирки налить по 3 ... 5 капель раствора хлорида магния и раствора NaOH до образования осадка. Отметить цвет осадка. Затем в одну пробирку добавить 3 ... 5 капель (избыток) NaOH, а в другую - столько же HCl. В обеих ли пробирках растворяется осадок? Какими свойствами обладает Mg(OH)₂? Дать объяснения наблюдениям. Написать уравнения реакций.

Опыт 4. Сравнение способности к гидролизу растворов

солей Be, Mg, Ca

На три бумажки универсального индикатора нанести по капле растворов BeCl₂, MgCl₂, CaCl₂ (отдельно!). Сравнить полученные цвета индикаторных бумажек с цветной шкалой универсального индикатора. Записать рН растворов. Написать уравнения реакций гидролиза. Гидролиз какой соли идет в большей степени?

Опыт 5. Получение осадков солей металлов IIА подгруппы

а) В три пробирки налить (отдельно!) по 2 ... 3 капли растворов солей кальция, стронция, бария и прилить в каждую пробирку по 2 ... 3 капли раствора сульфата натрия (Na₂SO₄). Отметить внешний вид, цвет и количество выпавших осадков. Все ли осадки выпадают с одинаковой скоростью? Чем это объяснить? Написать уравнения реакций.

б) Налить в пробирку 2 ... 3 капли раствора соли бария и добавить столько же раствора хромата калия K₂CrO₄. Отметить внешний вид и цвет выпавшего осадка. Написать уравнение реакции. Объяснить, почему выпал осадок.

в) Налить в пробирку 2 … 3 капли раствора соли кальция и добавить столько же раствора щавелевокислого аммония (NH₄)₂C₂O₄. Отметить цвет, внешний вид и количество выпавшего осадка. Почему выпал осадок? Написать уравнение реакции.

Опыт 6. Окрашивание пламени солями элементов IIА подгруппы

(демонстрационный)

Обработать нихромовую проволоку концентрированной HCl и прокалить в пламени спиртовой горелки, затем опустить её в раствор соли щелочноземельного металла (Са, Sr, Ba) и вновь внести в пламя спиртовой горелки. В какие цвета окрашивают пламя соли испытуемых металлов?

Контрольные вопросы

1. Составить электронную формулу атома бериллия, иона бериллия в характерной степени окисления.

2. Написать уравнения реакций горения бериллия в кислороде; хлоре; парах серы.

3. Какие кислотно-основные свойства характерны для оксида и гидроксида бериллия? Составить уравнения соответствующих реакций.

4. Какие вещества и в какой последовательности образуются при постепенном прибавлении избытка раствора гидроксида натрия к раствору хлорида бериллия? Составить уравнения реакций в молекулярной и ионной форме.

5. Почему нельзя пользоваться сосудами из бериллия для хранения щелочных растворов? Привести уравнения реакций.

6. Почему бериллий, находясь в ряду электродных потенциалов левее водорода, не вытесняет его из воды, но легко вытесняет водород из водного раствора щелочи?

7. Какие вещества и в какой последовательности образуются при постепенном добавлении избытка раствора соляной кислоты на раствор бериллата натрия?

8. Как бериллий реагирует с разбавленными и концентрированными соляной и серной кислотами? Составить уравнения реакций.

9. Как бериллий реагирует с разбавленной и концентрированной азотной кислотой? Составить уравнения реакций.

10.Чем объясняется высокая коррозионная устойчивость бериллия? Как влияют ионы ртути на коррозию бериллия? Составить уравнения реакций.

11.Написать уравнения реакций для следующих превращений:

а) BeO  BeCl₂  Be(OH)₂  K₂BeO₂ ;

б) K₂BeO₂  Be(OH)₂  BeO  Be .

12. Написать уравнения реакций для следующих превращений:

а) Be  BeCl₂  Be(OH)Cl  Be(OH)₂ ;

б) K₂BeO₂  BeSO₄  Be(HSO₄)₂  Be(OH)₂ .

13. Написать уравнения реакций гидролиза следующих солей : а) хлорида бериллия; б) сульфида бериллия; в) бериллата натрия. Какая реакция среды в водных растворах этих солей?

14. Охарактеризовать кислотно-основные свойства гидроксида бериллия как координационно насыщенного соединения состава [Be(OH)₂(OH₂)₂].

15. Чем объясняется различный характер продуктов взаимодействия соды с солями Be²⁺ и Mg²⁺ и с солями Ca²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺? Написать уравнения реакций.

16. При добавлении (NH₄)₂CO₃ к раствору BeCl₂ или BeSO₄ образующийся вначале осадок (какой?) растворяется при действии избытка реактива с образованием малоустойчивого комплексного соединения (в комплексных соединениях CO₃^2- дидентатный лиганд). Последнее разлагается при кипячении с образованием гидроксосоли. Написать уравнения реакций.

17. Можно ли использовать карбонат аммония для разделения смесей:

а) Be(OH)₂ и Mg(OH)₂; б) Be(OH)₂ и Al(OH)₃? Написать уравнения реакций.

18. При взаимодействии солей Ве²⁺ с избытком NaF образуются тетрафторобериллаты. Написать уравнение реакции. Чем объясняется несколько большая склонность Ве²⁺ к комплексообразованию по сравнению с ионами других элементов той же подгруппы?

19. Какими физическими и химическими свойствами обладают щелочноземельные металлы?

20. Магний сожгли на воздухе. Продукты реакции обработали водой. Какие соединения при этом образовались? Написать уравнения реакций.

21. Как изменит окраску лакмус в растворах солей: а) хлорида магния;

б) хлорида бария?

22. Осуществить превращения, назвать соединения:

Са  СаО  Са(ОН)₂  СаСО₃  Са(НСО₃)₂  СаСl₂

23. Составить схему электролиза а) расплава хлорида магния; б) водного раствора хлорида магния.

24. Какая вода называется жесткой? Химические способы умягчения воды.

25. Написать уравнения реакций для следующих превращений:

Mg  Mg(NO₃)₂  MgO  MgSO₄  Mg(HSO₄)₂

26. Написать уравнения реакций для следующих превращений:

CaCl₂  Ca  CaO  Ca(OH)₂  СaOCl₂

27. Написать уравнения реакций для следующих превращений:

Sr  Sr(OH)₂  SrCO₃  Sr(NO₃)₂  ^t Х

28. Написать уравнения реакций для следующих превращений:

BaCl₂  BaSO₄  BaCO₃  BaO  Ba(OH)₂

29. Написать уравнения реакций:

а)BaO + NO₂  б) Ca + HNO₃  в)Be(OH)₂ + KOH 

30. Написать уравнения реакций:

а) BaSO₄ + C  б) BeF₂ + NaF  в) CaH₂ + H₂O 

31. Написать уравнения реакций для следующих превращений:

Ca₃(PO₄)₂  Ca(HSO₄)₂  CaSO₄  CaS  CaCl₂

32. Написать уравнения реакций для следующих превращений:

ВaCl₂  BaCrO₄  Ba(NO₃)₂  BaCO₃  BaO.

33. Написать уравнения реакций:

а) Mg + N₂  б) CaC₂ + H₂O  в) Mg(OH)₂ + NH₄Cl 

Лабораторная работа № 3

Тема: Химические свойства металлов IIIA подгруппы (Al)

Цель работы: изучение химических свойств металлов IIIA подгруппы и их соединений на примере алюминия.

Краткая теория: металлы IIIА подгруппы и их соединения

Алюминий

А

13

Al

алюминий

люминий входит в главную подгруппу III группы периодической системы Д.И.Менделеева. На внешнем электронном слое атома три электрона: Al ..3s²3p¹; при возбуждении: Al*….3s¹3p² . Поэтому в соединениях алюминий проявляет степень окисления +3.По своим свойствам он резко отличается от бора и обладает ярко выраженными металлическими свойствами. Из-за устойчивой оксидной пленки алюминий не растворяется в воде, несмотря на высокое значение электродного потенциала (-1,66 В). Оксидная пленка растворяется в кислотах (с трудом) и в щелочах. Оксид алюминия амфотерный.

Al₂O₃ + 6 H⁺  2 Al⁺³ + 3 H₂O

Al₂O₃ + 2OH^- + 3H₂O  2[Al(OH)₄] ^-

Алюминий, лишенный защитной пленки, взаимодействует с водой:

2Al + 6 H₂O  2 Al(OH)₃ + 3 H₂.

Алюминий активно реагирует с кислотами

2 Al + 6 H⁺  2 Al⁺³ + 3 H₂

и с водными растворами щелочей:

2Al + 2OH^- + 6 H₂O  2[Al(OH)₄]^- + 3H₂.

Гидроксид алюминия Al(OH)₃ - типичное амфотерное соединение: свежеприготовленный легко растворяется в кислотах и в щелочах.

OH^- OH^-

A l⁺³ Al(OH)₃  [Al(OH)₄] ^-

H⁺ H⁺

Для получения осадка Al(OH)₃ щелочь обычно не используют из-за легкости перехода осадка в раствор, а действуют на соли алюминия гидроксидом аммония, причем при комнатной температуре образуется Al(OH)₃ (ортоалюминиевая кислота H₃AlO₃), а при кипячении - AlO(OH) (метаалюминиевая кислота HAlO₂):

AlCl₃ + 3 NH₄OH = Al(OH)₃ + 3NH₄Cl

t

AlCl₃ + 3 NH₄OH = HAlO₂ + 3NH₄Cl + H₂O

Соли алюминия и сильных кислот хорошо растворимы в воде и подвергаются в значительной степени гидролизу по катиону, создавая сильнокислотную среду, в которой возможно растворение металлов, например Mg или Zn:

A l⁺³ + H₂O AlOH²⁺ + H⁺ ( рН <<7) (I ступень)

При определенных условиях (нагревание, подщелачивание) гидролиз протекает и по следующим ступеням

( AlOH) ²⁺ + H₂O [Al(OH)₂]⁺ + H ⁺ (II ступень)

[ Al(OH)₂]⁺ + H₂O Al(OH)₃ + H⁺ (III ступень)

В растворах метаалюминатов (NaAlO₂) среда щелочная из-за гидролиза по аниону:

A lO₂^- + H₂O HAlO₂ + ^-OH (pH >7)

Алюминий - важнейший конструкционный металл, основа легких коррозионно-стойких сплавов (с магнием - дюралюмин или дюраль, с медью - бронза). Чистый алюминий в больших количествах идет на изготовление посуды и электрических проводов.

Вопросы для подготовки к занятию

1. Электронные конфигурации атомов, валентные электроны, степени окисления.

2. Свойства простых веществ – металлов:

- активность металлов, положение в «ряду стандартных окислительно-восстановительных (электродных) потенциалов металлов»;

- взаимодействие с кислородом, галогенами, серой, азотом и другими неметаллами;

- взаимодействие с водой, водными растворами щелочей, водными растворами кислот, окисляющими H⁺ (HF, HCl, HBr, HI, разбавленной H₂SO₄, H₃PO₄, RCOOH и другими);

- взаимодействие с концентрированной H₂SO₄, разбавленной и концентрированной HNO₃.

3. Свойства оксидов и гидроксидов металлов IIIA подгруппы:

- растворимость, взаимодействие с водой, диссоциация в водном растворе;

- взаимодействие с кислотами и кислотными оксидами;

- взаимодействие с основаниями при сплавлении и растворами щелочей, с основными оксидами.

4. Свойства солей металлов IIIA подгруппы:

- растворимость в воде, гидролиз;

- растворимость в кислотах, в щелочах.

5. Нахождение в природе и получение простых веществ – металлов.

6. Получение и применение металлов IIIA подгруппы их соединений.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Взаимодействие металлического алюминия со щелочью

Поместить в пробирку немного алюминиевых стружек и добавить 5-10 капель раствора щелочи. Легко ли алюминий растворяется в щелочи? Объяснить механизм реакции алюминия со щелочами. Написать уравнения реакций.

Опыт 2. Получение гидроксида алюминия и исследование его свойств

В две пробирки поместить по 2-3 капли раствора соли алюминия и осторожно добавить в каждую по 1-3 капли 2н раствора едкого натра до образования осадка гидроксида алюминия. К полученному осадку прибавить в одну пробирку 3-4 капли раствора соляной кислоты, в другую - такое же количество раствора едкого натра. Что наблюдается в обоих случаях? Какой вывод о свойствах гидроксида алюминия можно сделать? Написать в молекулярном и ионном виде уравнения: а) реакции получения гидроксида алюминия; б) реакции взаимодействия гидроксида алюминия с кислотой и щелочью; в) схему равновесия диссоциации гидроксида алюминия. Как смещается равновесие диссоциации гидроксида алюминия при добавлении избытка кислоты? При добавлении избытка щелочи?

Опыт 3. Гидролиз растворов солей алюминия

Определить рН водного раствора соли алюминия. Для этого нанести 1 каплю раствора соли на полоску универсального индикатора.

Написать молекулярное и ионное уравнения первой ступени гидролиза. Почему гидролиз данной соли не идет до конца? Какие продукты получаются в результате реакции? Как можно уменьшить или усилить гидролиз соли алюминия?

Контрольные вопросы

1. Составить электронную формулу атома алюминия, иона алюминия в характерной степени окисления.

2. Написать уравнения реакций горения алюминия в кислороде; в хлоре; в парах серы.

3. Какие кислотно-основные свойства характерны для оксида и гидроксида алюминия? Составить уравнения соответствующих реакций.

4. Какие вещества и в какой последовательности образуются при постепенном прибавлении избытка раствора гидроксида натрия к раствору хлорида алюминия? Составить уравнения реакций в молекулярной и ионной форме.

5. Почему нельзя пользоваться алюминиевыми сосудами для хранения щелочных растворов? Привести уравнения реакций.

6. Почему алюминий, находясь в ряду электродных потенциалов левее водорода, не вытесняет его из воды, но легко вытесняет водород из водного раствора щелочи?

7. Какие вещества и в какой последовательности образуются при постепенном добавлении избытка раствора соляной кислоты в раствор алюмината натрия?

8. Как алюминий реагирует с разбавленными и концентрированными соляной и серной кислотами? Составить уравнения реакций.

9. Как алюминий реагирует с разбавленной и концентрированной азотной кислотой? Составить уравнения реакций.

10.Чем объясняется высокая коррозионная устойчивость алюминия? Как влияют ионы ртути на коррозию алюминия? Составить уравнения реакций.

11.Написать уравнения реакций для следующих превращений:

а) Al₂O₃  AlCl₃  Al(OH)₃  K₃AlO₃ ;

б) K₃AlO₃  Al(OH)₃  Al₂O₃  Al .

12. Написать уравнения реакций для следующих превращений:

а) Al  AlCl₃  Al(OH)Cl₂  Al(OH)₃ ;

б) K₃AlO₃  Al₂(SO₄)₃  Al(HSO₄)₃  Al(OH)₃ .

13. Написать уравнения реакций гидролиза следующих солей : а) хлорида алюминия; б) сульфида алюминия. Какая реакция среды в водных растворах этих солей?

14. Как изменяется окраска лакмуса в водных растворах солей: нитрата алюминия; метаалюмината натрия; алюмокалиевых квасцов? Составить уравнения реакций.

15. Объяснить, почему при сливании растворов нитрата алюминия и сульфида натрия не образуется осадка сульфида алюминия. Что образуется?

16. Почему при действии сульфида натрия и карбоната натрия на водный раствор алюмокалиевых квасцов выпадает осадок одинакового состава? Составить уравнения реакций.

17. Какой процесс называется алюмотермией? Для чего он используется?

18. Каков состав термитной смеси? Для чего она используется? Составить уравнение реакции.

19.Написать уравнения реакций для следующих превращений:

Al  Al₂S₃  Al(OH)₃  AlCl₃  K[Al(OH)₄]

20.Как получают алюминий в промышленности?

Лабораторная работа № 4

Тема: Химические свойства металлов IVA подгруппы (Sn, Pb)

Цель работы: изучение химических свойств металлов IVA подгруппы и их соединений на примере олова и свинца.

Краткая теория: металлы IVА подгруппы и их соединения

Олово. Свинец

О

50

Sn

олово

лово и свинец - металлы IV А подгруппы периодической системы Д.И.Менделеева. Электронные формулы валентных электронов этих металлов:

Sn ... 5s²5p²

Pb ... 6s²6p²

Степень окисления элементов в нормальном состоянии +2, при возбуждении +4, поэтому известны два ряда производных олова и свинца.

Отношение Sn и Pb к кислотам различно. Олово растворяется в соляной кислоте ( в разбавленной медленно, а в концентрированной и при нагревании - быстро) :

Sn + 2HCl = SnCl₂ + H₂

Свинец при взаимодействии с HCl покрывается слоем PbCl₂, препятствующим дальнейшему взаимодействию Pb с кислотой.

Аналогично происходит взаимодействие свинца с разбавленной серной кислотой, но при концентрации кислоты выше 80% на поверхности металла образуется растворимая кислая соль Pb(HSO₄)₂ . Разбавленная серная кислота на олово не действует. Горячая концентрированная серная кислота растворяет оба элемента по схеме

Э + 4H₂SO₄ = Э(SO₄)₂ + 2SO₂ + 4H₂O

В сильно разбавленной азотной кислоте олово медленно растворяется с образованием Sn(NO₃)₂. Концентрированная азотная кислота действует на Sn по схеме

Sn + 4HNO₃ = SnO₂ + 4NO₂ + 2H₂O

При действии HNO₃ на свинец реакция протекает по схеме

3Pb + 8HNO₃ = 3Pb(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

Образующаяся соль Pb(NO₃)₂ нерастворима в концентрированной азотной кислоте и, наоборот, хорошо растворима в воде, поэтому Pb хорошо растворяется в разбавленной азотной кислоте.

Олово и свинец растворяются в щелочах с выделением водорода и образованием комплексных солей:

Pb + 4KOH + 2H₂O  K₄[Pb(OH)₆] + H₂

Для олова и свинца известны оксиды типов ЭО и ЭО₂. В воде они почти нерастворимы, поэтому отвечающие им гидроксиды получают действием щелочей на растворы соответствующих солей:

SnCl₄ + 4NaOH = 4NaCl + Sn(OH)₄

Pb(NO₃)₂ + 2NaOH = 2NaNO₃ + Pb(OH)₂

По химическим свойствам все эти гидроксиды - амфотерные соединения.

Изменения кислотных и основных свойств можно представить схемой:

Усиление основных свойств

S n(OH)₂ Sn(OH)₄

Pb(OH)₂ Pb(OH)₄

Гидроксиды H₂SnO₂ и H₂PbO₂ называют оловянистой и свинцовистой кислотами, а их соли - станнитами и плюмбитами. Гидроксиды H₂SnO₃ (H₄SnO₄) и H₂PbO₃ (H₄PbO₄) называют оловянной и свинцовой кислотами, а их соли - станнатами и плюмбатами.

Ввиду слабости основных свойств гидроксидов - Э(ОН)₄ их соли подвергаются в растворах сильному гидролизу.

Наибольшее значение из соединений этих элементов имеют галиды ЭГ₄. Самое характерное свойство для них - склонность к реакции присоединения. Например, SnCl₄ образует комплексы с HCl, H₂O.

Галиды ЭГ₂ имеют ярко выраженный характер солей, гидролизуются значительно меньше, чем ЭГ₄.

Диаграммы Латимера:

а) для олова;

-0,118

S nO₂

+0,154 -0,141

S n⁴⁺ Sn²⁺ Sn⁰

-0,96 -0,79

[ Sn(OH)₆]^2- [Sn(OH)₆]^4-

б) для свинца: -0,956

PbS

1,685 -0,356

PbSO₄

1,456 - 0,126

P bO₂ Pb²⁺ Pb⁰

0,305 -0,538

[ Pb(ОН )₆]^2- [Pb(OH)₄]^2-

Для Sn известны сульфиды SnS и SnS₂, которые отличаются по своему отношению к сернистому аммонию. В то время как сульфид олова(II) с ним не взаимодействует, сульфид олова(IV) в растворе сульфида аммония образует аммонийную соль тиооловянной кислоты: (NH₄)₂S + SnS₂ = (NH₄)SnS₃

Для характеристики окислительно – восстановительных свойств используют диаграммы Латимера.

Соединения олова и свинца характеризуются различными окислительно-восстановительными свойствами (см. диаграмму Латимера). Для олова более устойчивой является степень окисления (+4), соединения Sn⁺² - восстановители, легко окисляются кислородом воздуха и другими окислителями; для свинца - более устойчива степень окисления (+2), соединения свинца (+4) - чрезвычайно сильные окислители.

Например, возможно окисление диоксидом свинца соединений марганца (II) до перманганат-иона:

5PbO₂ + 2Mn(NO₃)₂ + 6HNO₃ = 5Pb(NO₃)₂ + 2HMnO₄ + 2H₂O

Вопросы для подготовки к занятию

1. Электронные конфигурации атомов, валентные электроны, степени окисления.

2. Свойства простых веществ – металлов:

- активность металлов, положение в «ряду стандартных окислительно-восстановительных (электродных) потенциалов металлов»;

- взаимодействие с кислородом, галогенами, серой, азотом и другими неметаллами;

- взаимодействие с водой, водными растворами щелочей, водными растворами кислот, окисляющими H⁺ (HF, HCl, HBr, HI, разбавленной H₂SO₄, H₃PO₄, RCOOH и другими);

- взаимодействие с концентрированной H₂SO₄, разбавленной и концентрированной HNO₃.

3. Свойства оксидов и гидроксидов металлов IVA подгруппы:

- растворимость, взаимодействие с водой, диссоциация в водном растворе;

- взаимодействие с кислотами и кислотными оксидами;

- взаимодействие соединений Be с основаниями при сплавлении и растворами щелочей.

4. Свойства солей металлов IVA подгруппы:

- растворимость в воде, гидролиз;

- растворимость в кислотах, в щелочах.

5. Комплексные соединения металлов IVA подгруппы.

6. Окислительно-восстановительные свойства соединений металлов IVA подгруппы.

7. Нахождение в природе и получение простых веществ – металлов.

8. Получение и применение соединений металлов IVA подгруппы.

Экспериментальная часть

ВНИМАНИЕ! Все соединения свинца ядовиты! При работе с ними соблюдать особую осторожность! По окончании опытов с кислотами растворы слить в слив, а нерастворившиеся металлы положить в специальную посуду!

Опыт 1. Отношение олова и свинца к кислотам (проводить в вытяжном шкафу!)

а) растворение олова в кислотах

В четыре пробирки положить по кусочку металлического олова и прилить по 5 капель кислот, в первую - соляной, во вторую – концентрированной серной, в третью – разбавленной азотной, в четвертую – концентрированной азотной. Отметить наблюдения. Нагреть. Написать уравнения реакций в ионной и молекулярной формах.

б) растворение свинца в кислотах

В четыре пробирки поместить по кусочку свинца и прилить по 5-8 капель растворов кислот: в первую - соляной, во вторую - концентрированной серной, в третью – разбавленной азотной, в четвертую – концентрированной азотной. Нагреть пробирки на спиртовке. Во всех ли пробирках протекает реакция? После охлаждения растворов в каждую пробирку добавить 1-2 капли раствора Na₂S. В какой из пробирок не выпал осадок?

Опыт 2. Амфотерные свойства гидроксидов олова(II) и свинца(II)

Налить в две пробирки по две капли раствора SnCl₂, в другие две - по две капли раствора Pb(NO₃)₂. Затем в каждую пробирку прибавить по несколько капель раствора аммиака до выпадения осадка. К выпавшим осадкам добавить в первую пробирку раствор HNO₃ и во вторую - раствор NaOH. Отметить наблюдения. Дать объяснения. Написать уравнения реакций.

Опыт 3. Галогениды свинца (II)

В две пробирки внести по 2-3 капли раствора соли свинца(II). Прилить в первую пробирку 2-3 капли раствора KI, во вторую - 2-3 капли раствора HCl. Наблюдать цвета полученных осадков. Добавить в каждую пробирку по 3-4 капли воды и слегка нагреть. Что происходит? Дать растворам охладиться. Что происходит? Дать объяснения. Написать уравнения всех реакций.

Опыт 4. Окислительные свойства соединений свинца (IV)

В пробирку поместить одну ложечку порошка PbO₂ и 10 капель концентрированного раствора NaOH. Пробирку нагреть на спиртовке. В горячий раствор внести 2 капли раствора Cr₂(SO₄)₃ и снова нагреть пробирку. Отметить появление желтой окраски раствора, характерной для иона CrО₄^2- . Написать уравнение реакции.

Опыт 5. Восстановительные свойства соединений олова (II)

К 1-2 каплям раствора хлорида олова SnCl₂ прилить по каплям раствор щелочи до растворения первоначально образовавшегося осадка. К полученному раствору тетрагидроксостанната(II) натрия прилить 2-3 капли раствора соли висмута (Bi(NO₃)₃), перемешать. Сначала образуется белый осадок Bi(OH)₃, затем он чернеет, восстанавливаясь до металлического висмута. Тетрагидроксостаннат(II) натрия при этом окисляется в гексагидроксостаннат(IV) натрия. Написать уравнения всех реакций.

Контрольные вопросы

1. Соответствующими уравнениями реакций доказать амфотерный характер гидроксидов олова (II) и свинца (II).

2. Написать в молекулярной и ионной формах уравнения реакций получения гидроксида олова (IV) и взаимодействия его с кислотами и щелочью.

3. Какой из указанных гидроксидов проявляет более основные свойства: Sn(OH)₂, Pb(OH)₂, Sn(OH)₄?

4. Как получить тиостаннат аммония из SnCl₂? Написать уравнения реакций.

5. Почему при приготовлении раствора SnCl₂ воду подкисляют соляной кислотой? Написать уравнение реакции гидролиза SnCl₂ в молекулярной и ионной формах. Как влияет на степень гидролиза: а) добавление воды; б) добавление соляной кислоты?

6. Закончить уравнение реакции:

PbO₂ + MnSO₄ + H₂SO₄  HMnO₄ + ...

Уравнять методом ионно-электронного баланса.

7. Закончить уравнения реакций и написать их в ионной форме:

а) Sn + HNO₃ (конц.) 

б) Zn + SnCl₂  ZnCl₂ + …

8. Соответствующими реакциями доказать, что соединения олова(II) обладают восстановительными свойствами.

9. Составить уравнения реакций взаимодействия свинца с разбавленной азотной кислотой.

10. Написать электронные формулы атомов олова и свинца. Какой из этих элементов обладает более выраженными металлическими свойствами?

11. Какое сходство и различие наблюдается в строении электронных оболочек атомов углерода, олова и свинца? Как это отражается на их свойствах?

12. Почему разбавленная серная кислота не растворяет свинец, а концентрированная – растворяет? Объяснить, написать уравнения реакций.

13. Написать электронные формулы ионов: Sn+², Sn⁺⁴, Pb⁺², Pb⁺⁴.

14. Как влияет заряд иона металла на кислотно-основной характер соответствующих им оксидов и гидроксидов олова и свинца?

15. Привести уравнения реакций, подтверждающих восстановительный характер ионов Sn²⁺, Pb²⁺ и окислительный характер ионов Sn⁴⁺, Pb⁴⁺.

16. Написать уравнения реакций: а) олова с концентрированным раствором щелочи; б) свинца с концентрированным раствором щелочи.

17. Написать уравнения реакций для следующих превращений:

Sn  SnCl₂  Sn(OH)₂  Na₂[Sn(OH)₄]  Na₂[Sn(OH)₆]

18. Написать уравнения реакций для следующих превращений:

Sn  Sn(NO₃)₂  Na₂SnO₂  Sn(OH)₂  SnCl₂

19. Написать уравнения реакций для следующих превращений:

Pb  Pb(NO₃)₂  PbCrO₄  Na₂[Pb(OH)₄]  Pb(OH)₂

20. Написать уравнения реакций для следующих превращений:

PbO₂  PbCl₂  Pb(OH)₂  K₂[Pb(OH)₄]  PbCl₂.

Лабораторная работа № 5

Тема: Химические свойства металлов IIБ подгруппы

Цель работы: изучение химических свойств металлов IIБ подгруппы и их соединений

Краткая теория: металлы IIБ подгруппы и их соединения

Цинк, кадмий, ртуть

Э

30

Zn

цинк

лементы IIБ подгруппы имеют завершенную конфигурацию валентных электронов ns² (n-1)d¹⁰ и проявляют постоянную валентность, равную 2.

В виде простых веществ цинк, кадмий и ртуть представляют собой серебристо-белые металлы, поверхность которых покрыта оксидной пленкой. Ртуть является в нормальных условиях жидким металлом, так как имеет низкую температуру плавления (- 39° С).

Химическая активность металлов этой группы от Zn к Hg уменьшается. Об этом свидетельствуют значения их окислительно-восстановительных потенциалов:

° _Zn²⁺_{/ Zn} = -0,76 в

°_Cd²⁺ _{/ Cd} = -0,403 в

°_Hg²⁺ _/Hg = +0,789 в

Наиболее активным является цинк. В воде цинк не растворяется, так как его поверхность покрыта нерастворимым в воде оксидом. Очищенный от оксидной пленки цинк способен вытеснять водород из воды:

Zn + 2H₂O  Zn(OH)₂ + H₂

Цинк легко растворяется в разбавленных кислотах (HCl, H₂SO₄):

Zn + 2H⁺  Zn²⁺ + H₂ 

и при нагревании в щелочах, так как обладает амфотерностью, и его оксид и гидроксид хорошо растворяются в щелочном растворе.

Zn + 2OH^- + 2H₂O  H₂ + [Zn(OH)₄]^2-

В азотной кислоте цинк способен восстановить N⁺⁵доN^-3:

4 Zn + 10 HNO₃ (разб.) 4Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

При взаимодействии цинка с концентрированной серной кислотой могут образовываться разные продукты восстановления S⁺⁶: SO₂, S, H₂S.

Например:

4Zn + 5H₂SO₄  4ZnSO₄ + H₂S + 4H₂O

Кадмий в щелочах практически не растворяется, а в кислотах - менее энергично, чем цинк.

Ртуть способна растворяться в растворах концентрированных кислот-окислителей (HNO_3, H₂SO₄ конц.) и в разбавленной HNO₃ :

Hg + 4HNO₃ (конц.)  Hg(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

6Hg + 8HNO₃ (разб.)  3Hg₂(NO₃)₂ + 2NO + 4 H₂O

Hg + H₂SO₄ (конц.)  SO₂ + HgSO₄ + H₂O

Свойства однотипных соединений по группе закономерно изменяются. Например, основные свойства оксидов (ЭО) и гидроксидов (Э(ОН)₂) от цинка к ртути усиливаются. Поэтому гидроксид кадмия Cd(OH)₂ кислотные свойства проявляет в значительно меньшей степени, чем Zn(OH)₂. Если Zn(OH)₂ легко растворяется в щелочах, то Cd(OH)₂ взаимодействует с концентрированными щелочами при длительном кипячении:

Cd(OH)₂ + 4NaOH  Na₄[Cd(OH)₆]

В отсутствие избытка щелочи гидроксокадматы легко разрушаются водой:

Na₄[Cd(OH)₆]  Cd(OH)₂ + 4NaOH

При действии на соли катионов подгруппы цинка раствором аммиака образующиеся вначале гидроксиды растворяются с образованием аммиакатных комплексов:

Zn²⁺ + 2NH₄OH  Zn(OH)₂ + 2NH₄⁺

Zn(OH)₂ + 4NH₄OH  [Zn(NH₃)₄](OH)₂ + 4H₂O

Аммиакаты ртути (II), [Hg(NH₃)₄](NO₃)₂ образуются только при большом избытке NH₃ и в присутствии солей аммония. Взаимодействие HgCl₂ c NH₃ в концентрированном растворе NH₄Cl приводит к выпадению осадка [Hg(NH₃)₂Cl₂]:

HgCl₂ + 2NH₃  [Hg(NH₃)₂Cl₂]

В разбавленных же растворах образуется нерастворимое в воде амидное производное [HgNH₂]Cl :

HgCl₂ + 2NH₃  [HgNH₂]Cl + NH₄Cl

Соединения цинка не проявляют в водных растворах активных окислительных свойств, тогда как соединения ртути являются достаточно сильными окислителями, о чем свидетельствует диаграмма Латимера для ртути. Соли ртути (II) способны окислять даже такой неактивный металл, как медь:

Cu + Hg²⁺  Cu²⁺ + Hg

Проявляя постоянную валентность - два, ртуть способна к образованию соединений со степенью окисления +1, в которых ртуть находится в виде сложного катиона ( Hg - Hg)²⁺.

Соединения такой ртути весьма склонны к диспропорционированию:

Hg₂²⁺  Hg + Hg²⁺

Диаграмма Латимера для ртути:

+0,854

+0,920 +0,788

H g²⁺ Hg₂²⁺ Hg⁰

+0,53 +0,2676

H gCl₂ Hg₂Cl₂

X=Br, +0,306 X=Br, + 0,1397

 НgX₄]^2- Hg₂X₂

X=I, +0,116 X=I, -0,0405

X= Br, +0,223

X= I, -0,038

В зависимости от условий соединения Hg₂²⁺ могут проявлять или восстановительные или окислительные свойства:

Hg₂Cl₂ + Cl₂  2HgCl₂

Hg₂Cl₂ + SnCl₂  2Hg + SnCl₄

Соединения кадмия и ртути ядовиты, особенно соединения ртути.

Вопросы для подготовки к занятию

1. Электронные конфигурации атомов, валентные электроны, степени окисления.

2. Свойства простых веществ – металлов:

- активность металлов, положение в «ряду стандартных окислительно-восстановительных (электродных) потенциалов металлов»;

- взаимодействие с кислородом, галогенами, серой, азотом и другими неметаллами;

- взаимодействие с водой, с водными растворами щелочей, водными растворами кислот, окисляющими H⁺ (HF, HCl, HBr, HI, разбавленной H₂SO₄, H₃PO₄, RCOOH и другими);

- взаимодействие с концентрированной H₂SO₄, разбавленной и концентрированной HNO₃.

3. Свойства оксидов и гидроксидов металлов IIБ подгруппы:

- растворимость, взаимодействие с водой, диссоциация в водном растворе;

- взаимодействие с кислотами и кислотными оксидами;

- взаимодействие соединений Zn с основаниями при сплавлении и растворами щелочей, основными оксидами.

4. Свойства солей металлов IIБ подгруппы:

- растворимость в воде, гидролиз;

- растворимость в кислотах, щелочах

5. Комплексные соединения металлов IIБ подгруппы

6. Окислительно-восстановительные свойства соединений металлов IIБ подгруппы.

7. Нахождение в природе и получение простых веществ – металлов.

8. Получение и применение металлов IIБ подгруппы и их соединений.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Образование сульфидов взаимодействием простых веществ

(демонстрационный опыт, проводить в вытяжном шкафу!)

При проведении данного опыта не наклоняйтесь над смесью серы и цинка. Нельзя проводить опыт в пробирке!

Цинковую пыль и серный цвет (порошок серы), взятые в массовом соотношении 2:1, тщательно перемешать. Смесь поместить на кусочек асбеста и прикоснуться к ней горячей стеклянной палочкой. Объяснить яркую вспышку и образование белого дыма. Составить уравнение реакции.

Опыт 2. Сравнение химической активности цинка и кадмия

В пробирку с 2-3 каплями раствора сульфата кадмия опустить пластинку металлического цинка. Объяснить наблюдаемое. Записать уравнение реакции.

Опыт 3. Растворение цинка в кислотах и щелочах

Поместить в четыре пробирки по одной грануле металлического цинка.

В первую пробирку добавить несколько капель разбавленной серной кислоты, во вторую — несколько капель концентрированной серной кислоты, в третью — концентрированной азотной кислоты, в четвертую — несколько капель концентрированного раствора гидроксида натрия, нагреть её. Что происходит? В каждом случае написать уравнения реакций. Почему разбавленная и концентрированная серная кислота по-разному реагирует с цинком? Какой ион является окислителем в том и другом случае?

Опыт 4. Получение и свойства гидроксидов цинка и кадмия

а) Налить в три пробирки по 1-2 капли раствора соли цинка, добавить по 1-2 капли 2н раствора гидроксида натрия до появления осадка. К содержимому первой пробирки добавить несколько капель разбавленного раствора хлороводородной кислоты до растворения осадка, во вторую пробирку — несколько капель 2н раствора гидроксида натрия, в третью пробирку - несколько капель концентрированного раствора аммиака. Написать уравнения реакций, учитывая, что с гидроксидом натрия и аммиаком образуются соответственно гидроксо- и аммиакатный комплексы цинка.

б) Аналогично опыту 4а из соли кадмия в трех пробирках получить гидроксид кадмия. Исследовать его отношение к хлороводородной кислоте, гидроксиду натрия, раствору аммиака. Написать уравнения реакций и сравнить свойства гидроксидов цинка и кадмия.

Опыт 5. Гидролиз солей цинка и кадмия

Поместить в одну пробирку несколько кристалликов соли цинка, в другую — столько же соли кадмия и растворить их в 1-2 каплях воды. Определить рН растворов с помощью универсальной индикаторной бумажки. Соль какого металла подвергается гидролизу в большей степени? Записать уравнения реакций гидролиза в молекулярной и ионной формах.

Можно проделать этот опыт на предметном стекле, используя готовые растворы солей. Для этого полоски индикатора поместить на стекло и коснуться пипеткой с раствором соли. Определить pH среды.

Опыт 6. Получение малорастворимых солей цинка и кадмия

В две пробирки внести по 1-2 капли раствора сульфида натрия. В первую пробирку добавить 1-2 капли соли цинка, во вторую — соли кадмия. Отметить цвет образовавшихся осадков. Добавить в каждую пробирку по одной капле разбавленного раствора хлороводородной кислоты. Какой из сульфидов лучше растворим в кислоте? Объяснить различную растворимость сульфида цинка и сульфида кадмия. Написать уравнения реакций.

Контрольные вопросы

1. Как изменяется химическая активность металлов в ряду: цинк - кадмий - ртуть?

2. Какие степени окисления характерны для цинка, кадмия и ртути?

3. Как относятся цинк и кадмий к разбавленным и концентрированным кислотам - соляной, серной и азотной?

4. Как взаимодействует ртуть с азотной кислотой: а) при избытке ртути; б) при избытке кислоты?

5. Как изменяются кислотно-основные свойства в ряду ZnO - CdO -HgO ?

6. Какие соединения образуются при действии недостатка и избытка раствора аммиака на растворы а) ZnCl₂, б) CdCl₂, в)HgCl₂ ?

7. Какая соль в растворе сильнее всего гидролизуется: ZnCl₂, CdCl₂, Na₂ZnO₂ ? Составить уравнения гидролиза.

8. Какой из хлоридов имеет наиболее ионный характер связи: ZnCl₂, CdCl₂, HgCl₂, BaCl₂? Расположите их в порядке увеличения ионности связи.

9. Как изменяется устойчивость иодидокомплексов [ЭI₄]^2- в ряду Zn(II) - Cd(II) - Hg(II)? Написать уравнения реакций их получения.

10. При действии цианида калия на аммиакат кадмия образуется комплексный цианид. Какое заключение об относительной устойчивости аммиакатов и цианокомплексов кадмия (II) можно сделать на основании этого факта?

11. Сравнить кислотно-основные свойства гидроксидов Zn(II) и Cd(II). Приведите уравнения реакций, подтверждающих эти свойства.

12. Написать формулы различных типов солей, которые образует цинк.

13. Написать уравнения реакций, протекающих при добавлении щелочи к растворам: а) Hg(NO₃)₂ ; б) Hg₂(NO₃)₂ ; в) Cd(NO₃)₂.

14. При помощи каких реакций можно отличить находящиеся в растворе ионы: а) Zn²⁺ и Cd²⁺ ; б) Hg²⁺ и Hg₂²⁺ ? Написать уравнения соответствующих реакций.

15. В чем растворяется сульфид цинка: а) NaOH б) HCl в) HNO₃?

16. Закончить уравнения реакций:

а) Zn + HNO₃(разб.)  NH₄NO₃ + ...

б) HgS + HNO₃ + HCl  H₂SO₄ + H₂[HgCl₄] + ...

17. Закончить уравнения реакций:

а) HgCl₂ + NH₃(р-р)  …,

б) ZnCl₂ + Na₂S  … ?

18. Как осуществить следующие превращения:

а) Zn²⁺  Zn(OH)₂  [Zn(OH)₄]^2-  Zn²⁺,

б) Hg²⁺  Hg₂Cl₂  Hg + HgNH₂Cl?

19. Написать уравнения реакций для следующих превращений:

Zn  ZnCl₂  Na₂ZnO₂  Zn(OH)₂  [Zn(NH₃)₄](OH)₂

20. Написать уравнения реакций для следующих превращений:

Zn  Zn(NO₃)₂  ZnS  Zn(NO₃)₂  Zn(OH)₂

Лабораторная работа № 6

Тема: Химические свойства металлов IБ подгруппы

Цель работы: изучение химических свойств металлов IБ подгруппы и их соединений

Краткая теория: металлы IБ подгруппы и их соединения

Медь, серебро

М

29

Cu

медь

едь и серебро d- металлы IБ подгруппы.

Электронные формулы валентных электронов

атомов металлов: Cu ... 3d¹⁰ 4s¹

Ag ... 4d¹⁰ 5s¹

Медь и серебро -мягкие пластичные металлы с

высокой тепло- и электропроводимостью, с характерным металлическим блеском и цветом; медь- красноватого, серебро - серебристо-белого цвета.

Металлы IБ группы характеризуются высокой энергией металлической связи и высокими энергиями ионизации и, следовательно, относительно низкой химической активностью. Причем медь более активна, чем серебро. Медь непосредственно взаимодействует с кислородом, серой и галогенами, образуя соединения меди (II):

2Cu + O₂ = 2CuO

Cu + Cl₂ = CuCl₂

Исключением является реакция с иодом, при которой получается иодид меди (I). Во влажном воздухе изделия из меди покрываются «патиной» - смесью основных сульфатов и карбонатов меди (II).

Серебро на воздухе в присутствии сероводорода темнеет в результате образования сульфида серебра (I):

Ag + 2H₂S + O₂ = 2Ag₂S + 2 H₂O

Медь и серебро характеризуются положительными значениями стандартных окислительно-восстановительных потенциалов, поэтому они устойчивы в водных средах различной кислотности (в воде, водном растворе щелочи, водном растворе кислот, окисляющих только ионом H⁺). Медь и серебро реагируют с разбавленной и концентрированной азотной и концентрированной серной кислотами:

Cu + 2H₂SO₄ (конц.) = CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

Ag + 2HNO₃( конц.) = AgNO₃ + NO₂ + H₂O

Если в растворе возможно образование комплексного соединения, восстановительные свойства металлического серебра усиливаются, например, в присутствии цианидов серебро окисляется кислородом:

4Ag + O₂ + 8CN^- + 2H₂O = 4[Ag(CN)₂]^- + 4OH ^–

Диаграмма Латимера для меди:

+0,337

0,153 +0,521

C u ²⁺ Cu⁺ Cu

X = Cl, + 0,538 +0,137

Cu X

X = Br, + 0,640 + 0,033

X = I, + 0,860 – 0,1852

X = CN,  + 1,2  - 0,43

Наиболее устойчивой для меди является степень окисления +2. Соединения меди (I) в растворе неустойчивы и диспропорционируют:

2Cu⁺  Cu²⁺ + Cu⁰,

а кислородом воздуха окисляются до меди (II). Степень окисления +1 стабилизируется в плохо растворимых соединениях: галогенидах, сульфиде, тиоцианате, оксиде меди (I). Соединения меди (II) являются окислителями средней силы, как правило, восстанавливаются до металлической меди:

CuSO₄ + Fe  FeSO₄ + Cu

Восстановление Cu²⁺ до Cu¹⁺ возможно, если образуются осадки, например:

2CuSO₄ + 4KI = 2CuI + I₂ + 2K₂SO₄ ,

2CuSO₄ + 2Na₂S₂O₃ + 2H₂O = Cu₂S + S +2Na₂SO₄ + 2H₂SO₄

Характерной степенью окисления серебра является степень окисления +1. Серебро (I) в растворе проявляет значительные окислительные свойства и может восстанавливаться до металлического серебра относительно слабыми восстановителями:

Cu+2AgNO₃=Cu(NO₃)₂+2Ag

2AgNO₃ + H₂O₂ + 2KOH = 2Ag + O₂ + 2KNO₃ + H₂O.

Если серебро (I) входит в состав устойчивого комплекса, например, [Ag(S₂O₃)₂]^3-, или плохорастворимого соединения, например, AgX, его окислительная способность уменьшается (см. диаграмму).

Диаграмма Латимера для серебра:

+0,017

[ Ag(S₂O₃)₂]^3-

+0,7991

A g⁺ Ag⁰

X=CH₃COO^- + 0,643

A gX

X=Cl^- + 0,2222

X=Br^- + 0,0713

При стандартных условиях устойчивыми являются следующие характеристичные соединения:

оксиды: Ag₂O Cu₂O CuO

коричн. красн. черн.

гидроксиды: Cu(OH)₂

голуб.

ослабление основных свойств

Гидроксиды меди (I) и серебра (I) термически неустойчивы, поэтому, например, при действии щелочи на раствор соли серебра (I) образуется не гидроксид, а оксид:

2AgNO₃ + 2NaOH = Ag₂O + 2NaNO₃ + H₂O

Гидроксид меди (II) легко разлагается при нагревании до оксида меди: (II): Cu(OH)₂  CuO + H₂O

Перечисленные оксиды и гидроксиды плохо растворимы в воде, проявляют основной характер и растворяются в кислотах:

Ag₂O + 2HNO₃ = 2AgNO₃ + H₂O

CuO + 2HCl = CuCl₂ + H₂O

В водных растворах щелочей оксиды и гидроксиды меди и серебра практически не растворяются. Но при сплавлении, например, с гидроксидом натрия оксид или гидроксид меди (II) проявляют амфотерные свойства и образуют соответствующие соли - купраты:

CuO + 2NaOH = Na₂CuO₂ + H₂O

купрат натрия

Оксиды серебра (I) и меди (II) и гидроксид меди (II) растворяются в концентрированном растворе аммиака с образованием аммиакатных комплексов:

Ag₂O + 4NH₄OH = 2[Ag(NH₃)₂]OH + 3H₂O

коричн. бесцв.

Cu(OH)₂ + 4NH₄OH = [Cu(NH₃)₄](OH)₂ + 4H₂O

голуб. фиолет.

Плохо растворимые соли слабых кислот (фосфаты, карбонаты) растворяются в сильных кислотах:

Ag₃PO₄ + 3HNO₃ = 3AgNO₃ + H₃PO₄

(CuOH)₂CO₃ + 4HCl = 2CuCl₂ + 3H₂O + CO₂

Некоторые соли переходят в раствор в результате комплексообразования. Например, хлорид серебра (I) растворяется в избытке аммиака:

AgCl + 2NH₄OH = [Ag(NH₃)₂]Cl + 2H₂O

Бромид и иодид серебра (I) растворяются в растворе тиосульфата натрия:

AgBr + 2Na₂S₂O₃ = Na₃[Ag(S₂O₃)₂] + NaBr

Среда в водных растворах солей сильных кислот и серебра (I) близка к нейтральной, так как гидролиз по катиону Ag⁺ практически не протекает. Растворимые соли меди (II) в значительной степени гидролизуются по катиону, поэтому среда в их растворах кислая:

I ст. Cu²⁺ + H₂O CuOH⁺ + H⁺

I Iст. CuOH⁺ + H₂O Cu(OH)₂ + H⁺

Кроме средних солей медь (II) легко образует основные соли. Например, малахит (природное соединение) имеет в основном состав (CuOH)₂CO₃; на воздухе медные изделия покрываются «патиной», которая является смесью сульфата и карбоната гидроксомеди (II).

Серебро (I), медь (I) и медь (II) образуют устойчивые комплексные соединения с аммиаком, этилендиамином, тиосульфат-, тиоционат-, цианид-ионами.

Вопросы для подготовки к занятию

1. Электронные конфигурации атомов, валентные электроны, степени окисления.

2. Свойства простых веществ – металлов:

- активность металлов, положение в «ряду стандартных окислительно-восстановительных (электродных) потенциалов металлов»;

- взаимодействие с кислородом, галогенами, серой, азотом и другими неметаллами;

- взаимодействие с водой, водными растворами щелочей, водными растворами кислот, окисляющими H⁺ (HF, HCl, HBr, HI, разбавленной H₂SO₄, H₃PO₄, RCOOH и другими);

- взаимодействие с концентрированной H₂SO₄, разбавленной и концентрированной HNO₃.

3. Свойства оксидов и гидроксидов металлов IБ подгруппы:

- растворимость, взаимодействие с водой, диссоциация в водном растворе;

- взаимодействие с кислотами и кислотными оксидами;

- взаимодействие соединений Cu с основаниями при сплавлении.

4. Свойства солей металлов IБ подгруппы:

- растворимость в воде, гидролиз;

- растворимость в кислотах, щелочах.

5. Комплексные соединения металлов IБ подгруппы, влияние комплексообразования на восстановительные свойства металлов.

6. Окислительно-восстановительные свойства соединений металлов IБ подгруппы.

7. Нахождение в природе и получение простых веществ – металлов.

8. Получение и применение соединений металлов IIA подгруппы.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Получение меди и серебра химическим восстановлением из раствора

а) В пробирку внести 1 мл насыщенного раствора сульфата меди и постепенно, небольшими порциями добавить небольшое количество цинковой пыли. Смесь нагреть на кипящей водяной бане. Когда раствор обесцветится, слить его. Осадок обработать разбавленным раствором соляной кислоты, слить его и промыть осадок водой путем декантации, перенести на фильтр и просушить. Объяснить наблюдаемое и составить уравнения реакции.

б) Медную пластинку обработать разбавленной азотной кислотой. Для чего это нужно сделать? Составить уравнение реакции. Промыть водой. На пластинку нанести 2 капли раствора нитрата серебра. Объяснить наблюдения, используя значения окислительно-восстановительных потенциалов соответствующих электрохимических систем. Записать уравнение реакции.

Опыт 2. Окисление меди

В стеклянный цилиндр с хлором внести тонкую медную проволоку. Объяснить разогревание и сгорание меди, составить уравнение реакций.

Опыт 3. Взаимодействие меди с кислотами

(демонстрационный, проводить в вытяжном шкафу!)

а) В четыре пробирки поместить по одной медной стружке.

В первую - прилить 2-3 капли хлороводородной кислоты. Происходят ли какие-либо изменения? Дать объяснение. Почему медь не реагирует с хлороводородной кислотой?

Во вторую пробирку прибавить 2-3 капли концентрированной серной кислоты и слегка нагреть. Что происходит? Написать уравнение реакции, зная, что выделяется диоксид серы.

В третью пробирку прибавить 2-3 капли разбавленной азотной кислоты. Что происходит? Написать уравнение реакции, зная, что образуется оксид азота (II).

В четвертую пробирку прилить 2-3 капли концентрированной азотной кислоты. В этом случае реакция идет с образованием оксида азота (IV). Объяснить наблюдаемое. Написать уравнения реакций.

б) Поместить в пробирку немного медных стружек и подействовать на них разбавленной серной кислотой. Заметных изменений не происходит. Прилить в пробирку несколько капель раствора перекиси водорода и слегка встряхнуть её. Наблюдать, как через некоторое время раствор окрасится. Объяснить происходящее явление. Написать уравнение реакции.

Опыт 4. Свойства оксида меди (II)

В четыре пробирки внести по одному микрошпателю оксида меди (II).

В первую пробирку прибавить 2-3 капли 2н раствора хлороводородной кислоты, во вторую - 2-3 капли 2н раствора серной кислоты, в третью - 2-3 капли концентрированного раствора гидроксида натрия, в четвертую - столько же концентрированного раствора гидроксида аммония. Как изменилась реакционная смесь в пробирках? Объяснить наблюдаемое. Написать уравнения реакций. Охарактеризовать кислотно-основные свойства оксида меди (II) и способность к комплексообразованию.

Опыт 5. Получение и свойства гидроксида меди (II)

В четыре пробирки налить по 1-2 капли раствора соли меди и добавить такой же объем раствора гидроксида натрия. Написать уравнение реакции. Отметить цвет осадка.

а) Содержимое первой пробирки нагреть. Что происходит? Сделать вывод о термической устойчивости гидроксида меди (II).

б) К содержимому второй пробирки прилить несколько капель хлороводородной кислоты. Что происходит? Какие свойства проявляет дигидроксид меди?

в) К содержимому третьей пробирки прилить несколько капель концентрированного раствора гидроксида натрия. Растворяется ли осадок?

г) К содержимому четвертой пробирки прилить несколько капель концентрированного раствора гидроксида аммония. Что наблюдается? Отметить окраску раствора. Дайте объяснение. Какое основание сильнее: Cu(OH)₂ или [Cu(NH₃)₄](OH)₂?

Опыт 6. Получение и свойства оксида серебра (I)

В пробирку с 1-2 каплями нитрата серебра прибавить несколько капель 2н раствора гидроксида натрия до выпадения осадка оксида серебра(I). Какое заключение об устойчивости гидроксида серебра (I) можно сделать на основании этого опыта? Чем это объяснить? Написать уравнения реакций образования гидроксида серебра и его распада.

К осадку оксида серебра(I) прибавить по каплям 2н раствора аммиака. Наблюдать растворение осадка вследствие образования растворимого комплексного основания серебра: [Ag(NH₃)₂]OH - гидроксида диаминсеребра (I). Написать уравнение протекающей реакции.

Опыт 7. Гидролиз солей меди (II)

а) Несколько кристалликов соли меди (II) поместить в пробирку, добавить дистиллированной воды. Измерить рН полученного раствора с помощью универсальной индикаторной бумаги. Написать уравнение гидролиза соли меди (II). В каком растворе рН меньше Ag(NO₃) или Cu(NO₃)₂ ?

б) Налить в пробирку 1-2 капли раствора соли меди (II) и 2-3 капли раствора карбоната натрия. Что наблюдается? Составить уравнение реакции, учитывая, что образуется осадок карбоната гидроксомеди (II): (CuOH)₂CO₃. Почему при взаимодействии солей меди (II) с раствором соды не выпадает средний карбонат меди?

Опыт 8. Получение и свойства сульфида меди (II)

а) В пробирку с 1-2 каплями раствора сульфата меди (II) прибавить столько же раствора сульфида натрия. Отметить цвет выпавшего осадка сульфида меди (II). Напиcать уравнение реакции его образования.

б) На осадок сульфида меди (II) подействовать несколькими каплями концентрированной азотной кислоты. Что происходит? Написать уравнения реакции. Возможно ли растворение сульфида меди в избытке хлороводородной кислоты, избытке аммиака?

Опыт 9. Окислительные свойства солей меди (II)

а) Внести в пробирку по 1-2 капли сульфата меди (II) и иодида калия. Отметить образование осадка и окрашивание содержимого пробирки в бурый цвет. Доказать с помощью крахмала, что бурая окраска обусловлена выделением свободного йода.

Для определения цвета выпавшего осадка иодида меди (I) необходимо свободный йод, маскирующий своей окраской цвет осадка, перевести в бесцветный ион. Для этого прибавить в пробирку несколько капель раствора тиосульфата натрия до исчезновения бурой окраски. Каков цвет иодида меди (I) ? Написать уравнения реакций взаимодействия сульфата меди (II) с иодидом калия; взаимодействия йода с тиосульфатом натрия. Чем объясняется устойчивость иодида меди (I)?

К осадку иодида меди (I) прибавить несколько капель раствора тиосульфата натрия. Наблюдать полное растворение осадка, происходящее вследствие образования хорошо растворимого комплексного соединения меди (I), Na₃[Cu(S₂O₃)₂]. Напишите уравнение реакции.

б) Поместить в пробирку 1-2 капли раствора хлорида меди (II) и 3-4 капли 10 %-ного раствора формальдегида СН₂О (работать под тягой). Нагреть полученную смесь до кипения. Прибавить в пробирку 2-3 капли 2н раствора гидроксида натрия и наблюдать выпадение желтого осадка тонкодисперсного гидроксида меди(I). Как изменится цвет раствора? Продолжить слабое кипячение содержимого пробирки до перехода цвета осадка в красный, характерный для оксида меди (I).

Сравнить цвет оксида меди (I) с цветом оксида меди (II) (см. оп.4). Написать уравнения реакций:

- получения гидроксида меди (I) восстановлением хлорида меди(II) формальдегидом в щелочной среде. Учесть, что формальдегид СН₂О окисляется при этом до муравьиной кислоты НСООН, которая с гидроксидом натрия образует соль - формиат натрия НСООNa;

- получения оксида меди (I) из гидроксида меди (I).

в) В пробирку внести 1-2 капли раствора соли меди (II) и 1-2 капли раствора тиосульфата натрия - Na₂S₂О₃. Обесцвечивание раствора обусловлено превращением ионов меди (II) в тиосульфат меди (I):

2 Cu²⁺ + 3S₂O₃^2-  Cu₂S₂O₃ + S₄O₆^2-

Раствор прокипятить, отметить цвет осадка сульфида меди (I), образующегося при кипячении по реакции

Cu₂S₂O₃ + H₂O  Cu₂S + SO₄^2- + 2H⁺.

Реакция может быть использована для отделения ионов Cu²⁺ от ионов Cd²⁺.

Контрольные вопросы

1. Как и почему изменяется химическая активность металлов в ряду Cu - Ag - Au ?

2. Какие степени окисления характерны для меди, серебра? Привести примеры соединений.

3. Написать уравнения реакций взаимодействия меди и серебра с разбавленной и концентрированной азотной кислотой; концентрированной горячей серной кислотой.

4. Написать уравнение реакции растворения оксида серебра (I) : а) в азотной кислоте, б) в растворе гидроксида аммония.

5. Почему медь, нерастворимая в чистой воде, растворяется в водном растворе щелочных цианидов? Что в данном случае играет роль окислителя?

6. Используя значения электродных потенциалов металлов, объясните причину растворения серебра в водных растворах щелочных цианидов. Какое влияние на процесс растворения оказывает кислород воздуха? В чем заключается роль ионов CN^- в растворе?

7. Как согласовать положение меди в ряду электродных потенциалов с её способностью окисляться на воздухе в концентрированной соляной и уксусной кислотах ?

8. Чем объяснить позеленение медных изделий при длительном хранении на воздухе? Написать уравнение реакции.

9. Как объяснить почернение серебряных предметов на воздухе? Написать уравнение реакции.

10. Какие из указанных металлов выделяют: а) медь; б) серебро из растворов их солей: Zn, Sn, Ag, Hg, Cu ?

11. Какие металлы вытесняются медью из растворов их солей: Pb, Zn, Sn, Ag?

12. Сравнить кислотно-основной характер гидроксидов меди (I) и меди (II). Какой из этих гидроксидов обладает амфотерными свойствами? Написать уравнения реакций , подтверждающих его амфотерный характер.

13. Предложите лабораторные методики получения оксида меди (I) и оксида меди (II) из медного купороса.

14. Какие из указанных соединений проявляют а) наиболее основные свойства; б) наиболее кислотные свойства: Cu(OH)₂, CuOH, AgOH, Au(OH)₃?

Какие из веществ характеризуются наименьшей термической устойчивостью? Наибольшей устойчивостью?

15. В чем растворяется Cu(OH)₂:а) HCl; б) NaOH (разб.); в) NH₄ОН ? Написать уравнения реакций.

16. Какая соль в растворе сильнее гидролизуется:а) Cu(NO₃)₂; Na₂CuO₂;

б) Cu(NO₃)₂; AgNO₃; Au(NO₃)₃? Написать уравнения реакций гидролиза.

17. В чем растворяются AgCl, AgBr, AgI :а) H₂O; б) NH₄OH; в) Na₂S₂O₃;

г) KCN? Написать уравнения реакций.

18. В чем растворяется сульфид меди (II):

а) НСl(разб.); б) HNO₃(конц.); в) NH₄OH ?

19. Закончить уравнения реакций:

а) Cu₂S + HNO₃(конц.)  CuSO₄ + ...б) Ag⁺ + H₂O₂ + OH^-  O₂ + ...

в) Ag⁺ + Mn²⁺ + OH^-  MnO₂ + ... г) [Ag(NH₃)₂]⁺ + Cl^- + ...  AgCl + ...

д) Cu(OH)₂ + ...  [Cu(NH₃)₄](OH)₂ е) [Cu(NH₃)₄]SO₄ + ...  CuSO₄ + …

ж) Ag⁺ + [Sn(OH)₄]^2- + OH^-  [Sn(OH)₆]^2- + ....

20. Будет ли образовываться осадок сульфида серебра (I) при насыщении сероводородом ([Н₂S] = 0,1 моль/л) 0,05 м раствора К[Ag(CN)₂]?

Лабораторная работа № 7

Тема: Химические свойства металлов IVБ и VБ подгрупп

Цель работы: изучение химических свойств металлов IVБ и VБ подгрупп и их соединений на примере титана и ванадия.

Краткая теория: металлы IVБ и VБ подгрупп и их соединения

Титан, ванадий

Т

22

Ti

титан

итан и ванадий - элементы IVБ и VБ подгрупп, соответственно относятся к семейству d- элементов. Строение внешних электронных оболочек (n-1)d²ns² (для подгруппы титана) и (n-1)d³ns² (для ванадия и его аналогов). Это обусловливает возможные степени окисления +2, +3, +4 для элементов IVБ и +2, +3, +4, +5 для элементов VБ подгруппы.

Чистые титан и ванадий - тугоплавкие, пластичные, ковкие металлы, хорошо поддающиеся механической обработке. Наличие примесей (особенно О, Н, N, C) значительно ухудшает их пластичность, повышает твердость и хрупкость.

В обычных условиях титан и ванадий малоактивны, устойчивы на воздухе и в воде, во многих агрессивных средах, что обусловлено образованием на их поверхности тонкой, но очень прочной оксидной плёнки. Титан медленно реагирует с водой при 100 °С.

Ti + 4 H₂O = Ti(OH)₄ + 2 H₂

Ванадий взаимодействует с Н₂О в раскаленном порошкообразном состоянии:

2V + 5 H₂O = V₂O₅ + 5 H₂

При высоких температурах активно реагируют в первую очередь с неметаллами - кислородом воздуха (образуя, соответственно, TiO₂ и V₂O₅), галогенами, азотом, углеродом, серой и др.

Элементы IVБ группы, будучи, в целом, более химически активными, менее устойчивы к действию кислот. Так, титан, в отличие от ванадия, при нагревании растворяется в разбавленных соляной и серной кислотах:

2Ti + 6 HCl = 2 TiCl₃ + H₂

Ti + H₂SO₄ = TiSO₄ + H₂

и при обычных условиях - в концентрированной H₂SO₄:

Ti + 4H₂SO₄ (конц.) = Ti(SO₄)₂ + 2 SO₂ + 4H₂O

смеси азотной и плавиковой кислот:

3Ti + 4HNO₃ + 18HF = 3H₂[TiF₆] + 4NO + 8H₂O

Оба металла при обычных условиях реагируют с концентрированной плавиковой кислотой и с царской водкой, образуя комплексные соединения.

Ti + 6HF = H₂[TiF₆] + 2H₂

Ванадий с серной и азотной кислотами реагируют при нагревании:

3V + 5HNO₃ = 3HVO₃ + 5NO +H₂O

Ванадий и его аналоги реагируют также с расплавами щелочей в присутствии окислителей:

4V + 5O₂ + 12NaOH = 4 Na₃VO₄ + 6H₂O

Среди соединений, образуемых элементами данных подгрупп, наиболее устойчивы и многочисленны соединения металлов в высшей, соответствующей номеру группы, степени окисления: +4 и +5 соответственно. Характер химической связи в них, как правило, ковалентный. Стабильность соединений, содержащих металл в высшей степени окисления, закономерно повышается в пределах обеих подгрупп с ростом порядкового номера элемента. Так, Ti⁴⁺ сравнительно легко восстанавливается до низших степеней окисления, а Zr и Hf почти во всех соединениях четырехвалентны.

Диаграммы Латимера

а) для титана

-0,882

+0,099 -0,369 - 1,628

T i(OH)₂²⁺ Ti³⁺ Ti²⁺ Ti

-1,191

[ TiF₆]^2--

б) для ванадия

+0,254

+1,000 –0,359 –0,256 –1,18

V O²⁺ VO²⁺ V³⁺ V²⁺ V

Из рассмотрения диаграмм Латимера следует, что с увеличением степени окисления металла, в соединениях закономерно усиливаются окислительные и ослабевают восстановительные свойства элементов.

Так, Ti(OH)₂ - сильный восстановитель, медленно реагирует с водой:

Ti(OH)₂ + 2H₂O = 2Ti(OH)₃ + H₂ …,

а Ti⁴⁺ в кислой среде легко окисляет более активные металлы:

2TiOCl₂ + Zn + 4HCl = 2 TiCl₃ + ZnCl₂ + H₂O

Для каждого элемента с ростом степени окисления закономерно ослабевают основные и усиливаются кислотные свойства оксидов и гидроксидов. Так, TiО -основной оксид, TiO₂ - амфотерный, VO - основной, V₂O₃, VO₂ - амфотерные, у V₂O₃ преобладают основные свойства, он легко растворяется в кислотах.

V₂O₃ + 6HCl = 2VCl₃ + 3H₂O

У V₂O₅, наоборот, преобладают кислотные свойства, он легко растворяется в щелочах, а в кислотах - лишь при длительном нагревании:

V₂O₅ + 2KOH = 2KVO₃ + H₂O

V₂O₅ + H₂SO₄ = (VO₂)₂SO₄

V₂O₅ - ангидрид слабой ванадиевой кислоты, частично растворяется в воде:

V₂O₅ + Н₂О = 2НVО₃ (метаванадиевая кислота).

Ванадиевые кислоты очень многочисленны. Кроме метаванадиевой, известны ортованадиевая (H₃VO₄), пированадиевая (H₄V₂O₇) и различные поликислоты. Соли, им соответствующие, легко получаются при растворении V₂O₅ в растворах щелочей:

V₂O₅ + 6KOH = 2K₃VO₄ + 3H₂O

ортованадат калия

V₂O₅ + 4KOH = K₄V₂O₇ + 2H₂O

пированадат калия

Метасоли существуют в полимерной форме, формулы метаванадатов обычно записывают упрощенно, не указывая степени полимеризации (MeVO₃).

V₂O₅ при 700°С обладает электропроводностью, следовательно, он способен к диссоциации:

V₂O₅ VO₂⁺ + VO₃^-

Для титана известны ортотитановая кислота- H₄TiO₄ (амфотерный гидроксид титана Ti(OH)₄) и метатитановая- H₂TiO₃, химически более инертная. Титановые кислоты очень слабые, поэтому их соли (титанаты), как и другие растворимые соли металлов IVB и VB подгрупп, сильно гидролизованы. При неполном гидролизе растворимых в воде соединений образуются соли, содержащие группировку (МеО)²⁺, например, (TiO)²⁺ - титанил-ион, (VO)²⁺ - ванадил-ион.

VCl₄ + H₂O = VOCl₂ + 2HCl

хлорид ванадила (IV)

Прочность таких группировок, встречающихся и у некоторых других d- элементов, обусловлена образованием дополнительной донорно-акцепторной связи за счет незаполненной d - орбитали атома металла и свободной электронной пары атома кислорода.

Многие соли металлов IVB и VB подгрупп нерастворимы в воде.

Вопросы для подготовки к занятию

1. Электронные конфигурации атомов, валентные электроны, степени окисления.

2. Свойства простых веществ – металлов:

- активность металлов, положение в «ряду стандартных окислительно-восстановительных (электродных) потенциалов металлов»;

- взаимодействие с кислородом, галогенами, серой, азотом и другими неметаллами;

- взаимодействие с водой, водными растворами щелочей, водными растворами кислот, окисляющими H⁺ (HF, HCl, HBr, HI, разбавленной H₂SO₄, H₃PO₄, RCOOH и другими);

- взаимодействие с концентрированной H₂SO₄, разбавленной и концентрированной HNO₃, «царской водкой», смесью азотной и плавиковой кислот.

3. Свойства оксидов и гидроксидов металлов IVБ и VБ подгрупп:

- растворимость, взаимодействие с водой, диссоциация в водном растворе;

- взаимодействие с кислотами и кислотными оксидами;

- взаимодействие соединений в высших степенях окисления с основаниями при сплавлении и растворами щелочей.

4. Свойства солей металлов IVБ и VБ подгрупп:

- растворимость в воде, гидролиз;

- растворимость в кислотах, в щелочах.

5. Комплексные соединения металлов IVБ и VБ подгрупп.

6. Окислительно-восстановительные свойства соединений металлов IVБ и VБ подгрупп

7. Нахождение в природе и получение простых веществ – металлов.

8. Получение и применение металлов IVБ и VБ подгрупп и их соединений.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Получение гидроксида титана (IV) и изучение его свойств

а) В пробирку внести по 3 капли раствора соли Ti (IV) (сульфата или хлорида) и разбавленного раствора щелочи. Отметить цвет выпавшего осадка гидроксида титана (IV) (ортотитановой кислоты) - Ti(OH)₄. Написать уравнение реакции. Для изучения химического характера Ti(OH)₄ осадок разделить на две части, к одной добавить соляной кислоты, а к другой - избыток щелочи. Что наблюдается? Объяснить и написать уравнения реакций растворения Ti(OH)₄ в кислоте и щелочи.

б) В пробирку налить по 3 капли соли титана (IV) и раствора щелочи, содержимое осторожно нагревать в течение двух-трех минут, охладить. Осадок разделить на две части и снова проверить растворимость его в кислоте и щелочи. Нерастворимость осадка объясняется тем, что при кипячении ортотитановая кислота Ti(OH)₄ ( или H₄TiO₄) теряет молекулу воды и переходит в малорастворимую метатитановую кислоту H₂TiO₃ ( или TiO(OH)₂ - гидроксид титанила).

Опыт 2. Восстановление соединений титана (IV)

3 капли раствора соли Ti⁴⁺ разбавить равным объемом соляной кислоты и опустить в него кусочек цинка. Наблюдать появление фиолетовой окраски раствора , характерной для ионов Ti³⁺. Фиолетовый раствор слить в другую пробирку и наблюдать его обесцвечивание. Дать объяснения наблюдаемым явлениям. Записать уравнения реакций.

Опыт 3. Гидролиз солей титана (IV)

а) К 3 каплям раствора TiCl₄ добавить столько же дистиллированной воды. Кипятить раствор 2-3 минуты и наблюдать выпадение белого осадка. Испытать растворимость осадка в H₂SO₄. Дать объяснение. Записать уравнения реакций гидролиза TiCl₄ на холоде и при нагревании, учитывая, что при комнатной температуре реакция идет обычно с образованием продукта гидролиза по II ступени - Ti(OH)₂Cl₂, хорошо растворимого в воде. При нагревании гидролиз идет дальше и выпадает в осадок малорастворимый гидроксид титанила TiO(OH)₂.

б) К 2-3 каплям раствора TiCl₄ добавить столько же раствора сульфида аммония. Наблюдать выпадение белого осадка Ti(OH)₄. Описать наблюдаемое. Почему не выпадает сульфид титана? Записать уравнение реакции полного гидролиза.

Опыт 4. Восстановление ванадия (V)

К 3-4 каплям раствора метаванадата аммония NH₄VO₃ добавить равный объем серной или соляной кислоты и внести 2-3 гранулы металлического цинка. Наблюдать изменение окраски раствора последовательно в синий, зеленый и фиолетовый цвета. Написать ионные уравнения реакций последовательного восстановления ванадат-иона:

1 )VO₃^-+2H⁺ VO₂⁺ + H₂O

бесцвет. бесцвет.

2 ) 2VO₂⁺ + 4H⁺ + 2e V₂O₂⁴⁺ + 2 H₂O

бесцвет. синий

3 ) V₂O₂⁴⁺ + 4H⁺ + 2e 2V³⁺ + 2 H₂O

синий зеленый

4 ) V³⁺ + 1e V²⁺

зеленый фиолетовый

Контрольные вопросы

1. Титан растворяется в плавиковой кислоте, царской водке и особенно легко в смеси азотной и плавиковой кислот. Написать уравнения реакций и указать, какую роль в них выполняет плавиковая кислота.

2. Написать уравнения гидролиза хлорида и сульфата титана (IV), протекающих на холоде, с образованием солей оксотитана (титанила), а при нагревании – с образованием гидроксида титанила (метатитановой кислоты).

3. Охарактеризовать кислотно-основные свойства H₂TiO₃ , если известно, что она слаборастворима в кислотах, а со щелочами образует соли только при сплавлении. Написать уравнения соответствующих реакций.

4. Устойчив ли в растворе метатитанат натрия? Написать уравнения гидролиза.

5. Титан реагирует с концентрированной азотной кислотой подобно олову, а с растворами щелочей подобно кремнию. Написать уравнения реакций.

6. Можно ли восстановить соединения титана(IV) в соединения титана (III): а) металлическим кадмием; б) хлоридом олова (II)? Написать уравнения реакций.

7.Какими свойствами обладают соединения титана(III)? Написать уравнения реакций: а) TiCl₃ + FeCl₃  …; б) TiCl₃ + K₂Cr₂O₇ +HCl  .

8.Какими свойствами обладают соединения титана(III)? Написать уравнения реакций: а) TiCl₃ + O₂ + H₂O  …; б) Ti₂(SO₄)₃ + KMnO₄ + H₂SO₄ .

9.Какими свойствами обладает диоксид титана? Написать уравнения реакций: а) TiO₂ + KOH  …; б) TiO₂ + H₂SO₄  …; в) TiO₂ + HF .

10.Как изменяется кислотно-основный характер, устойчивость и окислительно-восстановительные свойства гидроксидов титана в ряду:

Ti(OH)₂ – Ti(OH)₃ - Ti(OH)₄?

11. Как объяснить, что тетрахлорид титана плавится при более низкой температуре (-24^оС), чем трихлорид титана (сублимируется при 430^оС)?

12. Из каких природных соединений и как получают металлический титан?

13. Где применяются титан и ванадий? Какие свойства этих металлов обусловливают их применение?

14. Написать формулы оксидов ванадия и указать, как изменяются их свойства при переходе от низшей степени окисления к высшей.

15. В каких кислотах растворяется ванадий? Написать уравнения реакций.

16. Написать уравнения реакций взаимодействия оксида ванадия(V) а) с гидроксидом натрия; б) серной кислотой. Учесть, что в последнем случае образуется сульфат диоксованадия(V). На какие свойства оксида ванадия(V) указывают эти реакции?

17. Чем обусловлена неустойчивость водного раствора дихлорида ванадия? Что с ним может происходить при хранении на воздухе?

18. Написать уравнения реакций взаимодействия: а) сульфата оксованадия (IV) и перманганата калия в кислой среде; б) сульфата оксованадия (IV) и концентрированной азотной кислоты.

19. Написать уравнения реакций, в которых ванадат проявляет окислительные свойства и образует при этом соли оксованадия(IV):

а) NaVO₃ +FeSO₄ + H₂SO₄  б) NaVO₃ + SO₂ + H₂SO₄ 

20. Как и из каких природных соединений получают металлический ванадий?

Лабораторная работа № 8

Тема: Химические свойства металлов VIБ подгруппы

Цель работы: изучение химических свойств металлов VIБ подгруппы и их соединений на примере хрома.

Краткая теория: металлы VIБ подгруппы и их соединения

Хром

Х

24

Cr

хром

ром - d–металл VIБ – группы периодической

системы Д.И. Менделеева. Электронная

формула валентного слоя атома хрома:

Cr … 3d⁵ 4s¹.

В компактном состоянии хром представляет

собой плотный, очень твердый и хрупкий,

блестящий серебристо – белый металл с высокой температурой плавления (1875С). Механические свойства и высокая температура плавления свидетельствуют о заметном ковалентном вкладе в химическую связь. Это является следствием “проскока электрона” и наличия в атоме металла шести не спаренных валентных электронов.

При обычных условиях хром устойчив по отношению к кислороду воздуха и воде. Эта стабильность обусловлена пассивацией за счет образования на поверхности металла тонкой, но плотной оксидной пленки состава Cr₂O₃. Если эту пленку разрушить химически, термически или иным способом, хром довольно легко окисляется.

В отличие от компактного металла порошкообразный хром сгорает в кислороде при нагревании:

4 Cr + 3O₂ = 2Cr₂O₃

При нагревании хром реагирует с галогенами, серой и другими неметаллами, растворяет водород. С большинством металлов образует твердые растворы или интерметаллические соединения.

В ряду стандартных электродных потенциалов металлов, хром располагается левее водорода, между цинком и железом. Он медленно взаимодействует с хлороводородной и разбавленной серной кислотами, с образованием водорода и солей хрома (II), которые далее окисляются до хрома (III):

Cr + 2HCl  CrCl₂ + H₂ ;

2CrCl₂ + 2HCl  2CrCl₃ + H₂

В этих условиях пассивирующая пленка оксида Cr₂O₃ на поверхности постепенно разрушается.

Азотная кислота и «царская» водка на холоде пассивируют хром, а при кипячении реагируют, но очень медленно.

В соединениях с кислородом хром проявляет степени окисления +2, +3, +6 и образует соответствующие оксиды: CrO, Cr₂O₃ и CrO₃.

Устойчивыми из них являются степени окисления +3 и +6 и, соответственно, оксиды Cr₂O₃ и CrO₃.

Свойства оксидов и гидроксидов:

+2 +3 +6

оксиды: CrO Cr₂O₃ CrO₃

черный темно-зеленый красный

гидроксисоединения Cr(OH)₂ Cr(OH)₃ H₂CrO₄

грязно-зеленый желтый

свойства осн. амфот. кисл.

усиление кислотных свойств

Оксид и гидроксид хрома (II) обладают только основными свойствами и легко растворяются в кислотах с образованием соответствующих солей хрома (II) (в отсутствие кислорода!).

Оксид хрома (II) представляет собой порошок черно-зеленого цвета, практически нерастворимый в воде, кислотах, щелочах. Лабораторным способом получения Cr₂O₃ является термическое разложение дихромата аммония:

(NH₄)₂Cr₂O₇  Cr₂O₃ + N₂ + 4H₂O.

Амфотерный характер оксида хрома (III) проявляется при сплавлении Cr₂O₃ с оксидами и карбонатами щелочных металлов, при этом образуются метахромиты :

Cr₂O₃ + Na ₂O  2 NaCrO₂

Cr₂O₃ + Na ₂CO₃  2NaCrO₂ + CO₂

Гидроксид хрома (III) получают действием на раствор соли Cr ³⁺ раствором основания например:

Cr₂ (SO₄)₃ + 6NH₄OH  2Cr(OH)₃  + 3 (NH₄)₂ SO₄

Осаждение темно – зеленого геля Cr(OH)₃ начинается при pH  5,3, т.е. в кислой среде, что свидетельствует о его слабо выраженном основном характере. Гидроксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами и легко растворяется как в избытке сильной кислоты, так и в избытке раствора щелочи.

В насыщенном растворе гидроксида хрома (III) устанавливаются равновесия:

[ Cr (H₂O)₆]³⁺ + 3OH^- [Cr(OH)₃ (H₂O)₃] [Cr(OH)₆]^3- +3H⁺

щелочная среда 

 кислая среда

При добавлении кислоты равновесие смещается в сторону аквакомплекса [Cr(H₂O)₆]³⁺, при добавлении щелочи – в сторону образования гидроксокомплекса:

Cr(OH)₃ + 3NaOH  Na₃ [Cr(OH)₆]

Метахромиты в водных растворах не существуют, так как полностью гидролизуются. Оксид хрома (VI) кристаллизуется в виде ярко – красных кристаллов при действии концентрированной серной кислоты на раствор дихромата калия K₂Cr₂O₇:

K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄  K₂SO₄ + 2CrO₃ + H₂O

CrO₃ – типичный кислотообразующий оксид. Он легко растворяется в воде, образуя хромовую кислоту. CrO₃ + H₂O  H₂CrO₄

Первая константа диссоциации H₂CrO₄ равна К_л = 2*10^-1, т.е. она является кислотой средней силы. Одной из характерных особенностей элементов VI B – группы в высшей степени окисления является способность к образованию полисоединений. Так, если в разбавленных водных растворах характерно образование CrO₄^2- - иона, то по мере повышения концентрации раствора происходит переход сначала в дихромат – ион Cr₂O₇ ^2-, затем в трихромат Cr₃O₁₀ ^2- . Изополихромовые кислоты известны только в растворах и в свободном состоянии не выделены. Однако их соли довольно многочисленны. Наибольшее значение имеют дихроматы; они в отличие от желтых хроматов имеют красно – оранжевую окраску и лучше растворимы в воде. Растворы дихроматов имеют кислую реакцию, что объясняется их взаимодействием с водой по схеме

C r₂O₇ ^2- + H₂O 2CrO₄ ^{2 -} +2H ⁺

оранж. желт.

щелочная среда 

 кислая среда

Изменяя кислотность раствора, можно осуществлять взаимные превращения хроматов и дихроматов, например, в соответствии с уравнениями:

K₂Cr₂O₇ + 2KOH = 2K₂CrO₄ + H₂O

оранж. желт.

2K₂CrO₄ + H₂SO₄ = K₂Cr₂O₇ + K₂SO₄ + H₂O

желт. оранж.