Свойства d-металлов шестой группы

3.Какие характерные степени окисления проявляет хром? Рассмотрите характер химических связей, кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства соединений хрома с низшей, промежуточной и высшей с. о.

4.Получение гидроксида хрома (III) и его амфотерность. Получите гидроксид хрома (III) Cr(ОН)₃ используя растворы Cr₂(SO₄)₃ и NH₄OH. Покажите амфотерный характер Cr(ОН)₃. Составьте уравнения реакций в молекулярной и ионной формах:

Cr₂(SO₄)₃ + NH₄OH

Cr(ОН)₃ + HCl

Cr(ОН)₃ NaOH →Na₃[Cr(OH)₆]

Полученный ярко-зеленый раствор гексагидроксохромита натрия сохраните для последующего опыта.

5.Восстановительные свойства хрома (III). К полученному в предыдущем опыте раствору Na₃[Cr(OH)₆] добавить раствор пероксида водорода – Н₂О₂. Нагрейте пробирку на водяной бане до перехода зеленого цвета раствора в желтый. Составьте молекулярные и ионные уравнения ОВР, а также электронные уравнения к ней:

Na₃[Cr(OH)]₆ + Н₂О₂→Na₂CrO₄ + Н₂О + NaOH

зеленый желтый

6.Переход хроматов в бихроматы и наоборот. К раствору хромата натрия – Na₂CrO₄ добавить раствор серной кислоты до перехода окраски раствора в оранжевый цвет. Составьте уравнение реакций в сокращенной ионной форме:

Na₂CrO₄ + H₂SO₄ → Na₂Cr₂O₇ + Na₂SO₄ + Н₂О

желтый оранжевый

К раствору бихромата натрия добавить раствор щелочи до превращения окраски из оранжевой в желтую. Составьте уравнение реакций в сокращенной ионной форме:

Na₂Cr₂O₇ + NaOH → Na₂CrO₄ + Н₂О

7.Окислительные свойства хрома (VI). К раствору бихромата калия К₂Cr₂O₇ добавьте раствор серной кислоты и кристаллический сульфит натрия Na₂SO₃. Наблюдать изменение окраски раствора от оранжевой до зеленой. Составьте уравнения ОВР в сокращенной ионной форме, а также электронные уравнения полуреакций окисления и восстановления:

К₂Cr₂O₇ + Na₂SO₃ + H₂SO₄ →К₂SO₄ + Na₂SO₄ +Cr₂(SO₄)₃ + Н₂О

Свойства d-элементы восьмой группы.

8.Составьте сокращенную электронную формулу атомов Fe, Co, Ni. Покажите распределение валентных электронов по атомным орбиталям для нормального и возбужденного состояния атомов. Укажите наиболее характерные степени окисления этих элементов.

9.Получение гидроксидов Fe²⁺, Co²⁺, Ni²⁺ и их восстановительные свойства. К растворам солей Fe²⁺, Co²⁺, Ni²⁺ прилейте по каплям раствор NaOH до выпадения осадков гидроксидов. Нагрейте пробирки на водяной бане, до изменения цвета одного из осадков. Какой из гидроксидов не окисляется кислородом воздуха. Составьте уравнения выполненных реакций:

FeSO₄ + KOH →

Fe(OH)₂ + H₂O + O₂→Fe(OH)₃

бледно-зеленый желтый

CoCl₂ + KOH →

NiSO₄ + KOH →

10.Окислительные свойства железа (III). В пробирку с раствором FeCl₃ внесите кристаллики Na₂SO₃. Нагрейте на водяной бане до обесцвечивания растворы. Убедитесь в появлении ионов Fe²⁺ характерной реакцией с K₃[Fe(CN)₆]. Напишите уравнения реакций в сокращенной ионной форме:

FeCl₃ + Na₂SO₃ + H₂O→Na₂SO₄ + FeCl₂ + …

FeCl₂ + K₃[Fe(CN)₆] →…

Свойства d-элементов второй группы.

11. Составьте сокращенную электронную формулу цинка. Покажите распределение валентных электронов по атомным орбиталям для нормального и возбужденного состояния атома цинка. Укажите наиболее характерные степени окисления Zn, Cd, Hg.

12. Восстановительная активность цинка. В отдельные пробирки возьмите по 2–3 капли раствора KMnO₄ и K₂Cr₂O₇. Добавьте в каждую пробирку 3–4 капли разбавленной серной кислоты и внесите по кусочку цинка. Наблюдайте изменение окраски растворов в связи с восстановлением взятых веществ металлическим цинком. Составьте уравнения ОВР в ионной форме, а также приведите уравнения полуреакций окисления и восстановления:

KMnO₄ + Н₂SO₄ + Zn → ZnSO₄ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

K₂Cr₂O₇ + Н₂SO₄ + Zn → ZnSO₄ + Cr₂(SO₄)₃ + Н₂SO₄ + H₂O