методичка d- и f-элементы

81

Fe3+ + HPO24 = FePO4 + H+

Образование тиоцианата железа(III). К 3–4 каплям раствора соли железа(III) добавить

1 каплю раствора тиоцианата калия и наблюдать окрашивание раствора в кроваво-красный цвет.

Образование малорастворимого комплексного соединения KFe[Fe(CN)6]. К 3–4 кап-

лям раствора соли железа(III) добавить 2–3 капли раствора гексацианидоферрата(II) калия и наблюдать выпадение синего осадка KFe[Fe(CN)6]:

Fe3+ + K+ + [Fe(CN)6]4– = KFe[Fe(CN)6]↓

Окислительные свойства ионов Fe3+. Ион Fe3+ проявляет окислительные свойства.

Учитывая стандартные окислительно-восстановительные потенциалы, для восстановления

Fe(III) можно использовать иодид- и сульфит-ионы.

Восстановление железа(III) иодидом калия. К 3–4 каплям раствора соли железа(III)

добавить 2–3 капли раствора иодида калия. Наблюдать окрашивание раствора в желто-

коричневый за счет выделившегося свободного иода. Наличие иода можно доказать харак-

терными для него реакциями (см. работу «Галогены»).

Восстановление железа(III) сульфитом натрия. К 3–4 каплям раствора соли железа(III) добавить несколько кристаллов Na2SO3. Наблюдать в первый момент окрашива-

ние раствора в красный цвет за счет образования малоустойчивого сульфита железа(III) Fe2(SO3)3, которое вскоре исчезает вследствие восстановления ионов Fe3+ в ионы Fe2+:

2FeCl3 + Na2SO3 + H2O = 2FeCl2 + Na2SO4 + 2HCl

Гидролиз солей железа(III) в присутствии карбоната натрия. К 3–4 каплям раствора соли железа(III) добавить 2–3 капли раствора карбоната натрия и содержимое пробирки слег-

ка нагреть. Наблюдать выпадение красно-бурого осадка Fe(OH)3 и выделение пузырьков газа:

2Fe3+ + 3 CO32 + 3H2O = 2Fe(OH)3↓ + 3CO2

Реакции на ион Со2+

Обнаружение ионов Со2+ можно проводить реакциями обмена и окислительно-

восстановительными.

Образование малорастворимого гидроксида кобальта(II). К 3–4 каплям раствора со-

ли кобальта(II) добавить по каплям раствор гидроксида натрия до появления осадка

82

-Со(ОН)2 розового цвета, постепенно переходящего в осадок -Со(ОН)2 синего цвета. К

осадку гидроксида кобальта(II) добавить несколько капель 3%-ного раствора пероксида во-

дорода и наблюдать переход осадка синего цвета в осадок Со(ОН)3 темно-коричневого цвета: 2Со(ОН)2 + Н2О2 = 2Со(ОН)3↓

Образование малорастворимых солей кобальта(II). Образование сульфида кобаль-

та(II). К нескольким каплям раствора соли кобальта(II) добавить столько же капель раствора сульфида натрия и наблюдать образование осадка CoS черного цвета:

Со2+ + S2– = CoS↓

Образование фосфата кобальта(II). К 3–4 каплям раствора соли кобальта(II) добавить

2–3 капли раствора гидрофосфата натрия и наблюдать выпадение осадка Со3(PO4)2 фиолето-

вого цвета. Фосфат кобальта(II) растворяется в уксусной кислоте и в растворе аммиака:

Co3(PO4)2 + 6CH3COOH = 3Co2+ + 2H3PO4 + 6CH3COO– Co3(PO4)2 + 18NH3·H2O = 3[Co(NH3)6]2+ + 2 PO34 + 18H2O

Образование малорастворимого комплексного гексанитритокобальтата(III) калия.

К 1–2 каплям раствора соли кобальта(II) добавить 4–5 капель раствора уксусной кислоты и 5– 6 капель насыщенного раствора нитрата калия. Наблюдать выпадение осадка K3[Co(NO2)6]

желтого цвета:

3K+ + Co2+ + 7 NO2 + 2CH3COOH = K3[Co(NO2)6] + NO + 2CH3COO– + H2O

Реакции на ион Ni2+

Образование малорастворимого гидроксида никеля(II). К 1–2 каплям раствора соли никеля добавить 2–3 капли раствора гидроксида натрия и наблюдать выпадение осадка

Ni(OH)2 светло-зеленого цвета:

Ni2+ + 2OH– = Ni(OH)2↓

К осадку добавить несколько капель бромной или хлорной воды и нагреть. Наблюдать переход осадка Ni(OH)2 зеленого цвета в осадок Ni(OH)3 черного цвета:

2Ni(OH)2 + Br2 + 2H2O = 2Ni(OH)3↓ + 2HBr

83

Образование малорастворимых солей никеля. Образование сульфида никеля(II). К

3–4 каплям раствора соли никеля(II) добавлять по каплям раствор сульфида натрия до появ-

ления черного осадка NiS.

Ni2+ + S2– = NiS↓

Образование фосфата никеля(II). К 3–4 каплям раствора соли никеля(II) добавить столько же раствора гидрофосфата натрия и наблюдать образование осадка Ni3(PO4)2 зелено-

го цвета:

3Ni3+ + 2 HPO24 = Ni3(PO4)2↓ + 2H+ Ni3(PO4)2 растворяется в CH3COOH:

Ni3(PO4)2 + 6CH3COOH = 3Ni2+ + 2H3PO4 + 6CH3COO–

Образование диметилглиоксимата никеля(II) (реакция Чугаева). К 3–4 каплям рас-

твора соли никеля(II) добавлять по каплям аммиачный раствор диметилглиоксима до выпа-

дения осадка диметилглиоксимата никеля(II) розово-красного цвета (см. работу «Комплекс-

ные соединения»).

Пример выполнения контрольно-аналитической работы

Предлагается исследовать, например, три раствора, в каждом из которых содержится по одному иону d-элемента. При выполнении работы рекомендуется пользоваться табл. 7.

1. В три пробирки поместить по 2-3 капли соответствующего исследуемого раствора.

Добавить по 2–3 капли раствора гидроксида натрия. В пробирке 1 выпал голубой осадок, в

пробирке 2 — черный, в пробирке 3 — белый. По этим данным можно предположить наличие следующих ионов: в растворе 1 — Cu2+, в растворе 2 — Hg22 , в растворе 3 — Zn2+, Cd2+,

или Mn2+. Необходимо подтвердить наличие этих ионов несколькими качественными реакци-

ями.

2. Наличие ионов Cu2+ в растворе подтверждаем действием на исследуемый раствор рас-

творами сульфида натрия, аммиака и иодида калия.

3. Наличие ионов Hg22 в растворе 2 подтверждаем действием на исследуемый раствор растворами HCl, Na2S, NH3·H2O, KI.

4. Поскольку на воздухе белый осадок гидроксида определяемого иона в растворе 3 со временем не меняет свой цвет, следует предположить, что в растворе 3 могут находиться ио-

84

ны Zn2+ или Cd2+ , но не ионы Mn2+. Добавляем к исследуемому раствору раздельно растворы

NH3·H2O (образуется белый осадок) и избыток раствора NaOH (c = 2 моль/л) (выпадает белый осадок, растворимый в избытке щелочи). По результатам этих опытов можно сделать заключение: в растворе 3 содержится ион Zn2+.

Данные опытов вносим в табл. 6.

85

86

ПЕРЕЧЕНЬ ВОПРОСОВ ДЛЯ ПОДГОТОВКИ К ЗАЧЕТУ ДЛЯ СТУДЕНТОВ ФПТЛ (II СЕМЕСТР)

1.Получение гидроксида хрома(III) из оксида хрома(III). Кислотно-основные свойства ок-

сида и гидроксида хрома(III). Подтвердить уравнениями реакций.

2.Степени окисления хрома. Как изменяются кислотно-основные и окислительно-

восстановительные свойства в ряду соединений хрома с увеличением степени окисления его. Подтвердить уравнениями реакций.

3.Получение пероксида хрома из дихромата калия. Какова степень окисления хрома в пе-

роксиде хрома? Свойства пероксида хрома в окислительно-восстановительных реакциях?

Подтвердить уравнениями реакций.

4.Указать, какие ионы существуют в водных растворах солей хрома(Ш) и хрома(VI): а) при рН < 7; б) при рН > 7.

5.Какое значение стандартного электродного потенциала имеет марганец? Как взаимодей-

ствует марганец с кислотами?

6.Как влияет рН раствора на окислительные свойства перманганатов? Ответ подтвердить уравнениями реакций, взяв в качестве восстановителей: а) сульфит натрия; б) иодид ка-

лия.

7.Изменение кислотно-основных свойств в ряду оксидов и гидроксидов марганца с увели-

чением степени окисления марганца. Написать уравнения реакций получения MnO2 , ис-

ходя из соединений марганца: а) с более высокой степенью окисления; б) с более низкой степенью окисления. Стехиометрические коэффициенты определить ионно-электронным методом.

8.Написать уравнения реакций получения манганата калия путем: а) окисления; б) восста-

новления соответствующих соединений марганца. Какие свойства проявляют манганаты в окислительно-восстановительных реакциях? Ответ подтвердить уравнениями реакций.

9.Какие кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства проявляет MnO2?

Ответ подтвердить уравнениями реакций.

10.Как взаимодействует железо с концентрированными азотной и серной кислотами при обычных условиях и при нагревании? Составить уравнения соответствующих реакций.

88

11.Получение феррата натрия из хлорида железа(III). Какими свойствами обладают ферраты в окислительно-восстановительных реакциях? Написать уравнения реакций феррата натрия: а) с концентрированной хлороводородной кислотой; б) с водой.

12.Изменение окислительно-восстановительных свойств гидроксидов Fe(II), Co(II) и Ni(II).

Написать уравнения реакций водного раствора сульфата железа(II): а) с кислородом; б) с

бромом в щелочной среде. Какие из указанных гидроксидов можно окислить пероксидом водорода?

13.Изменение кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств гидроксидов

Fe(III), Co(III), Ni(III). Написать уравнения реакций хлороводородной кислоты: а) с гид-

роксидом железа(III); б) с гидроксидом кобальта(III).

14.Написать в молекулярном и ионном виде уравнения реакций, доказывающих амфотерные свойства гидроксида платины(IV).

15.Какие значения стандартных электродных потенциалов имеют Cu, Ag, Au? Как взаимо-

действуют эти металлы с кислотами? Написать уравнения реакций.

16.В чем заключается различие взаимодействия гидроксида меди(II) с избытком гидроксида натрия и с избытком водного раствора аммиака? Написать уравнения реакций.

17.Кислотно-основные свойства оксида и гидроксида золота(III). Ответ подтвердить уравне-

ниями реакций.

18.Какие значения стандартных электродных потенциалов имеют Zn и Hg? Как взаимодей-

ствуют Zn и Hg с разбавленными и концентрированными кислотами? Написать уравнения реакций.

19.Написать уравнение диспропорционирования иона Hg22 . Как можно предотвратить дис-

пропорционирование солей ртути(I) в растворе? В каком направлении сместится равнове-

сие реакции при добавлении к раствору Hg2(NO3)2: а) сульфид иона; б) избытка иодид-

ионов?

20.Написать уравнения реакций солей Zn и Hg(II) с раствором аммиака. Как влияют присут-

ствие солей аммония и избыток аммиака на это взаимодействие?

21.Какие свойства проявляют соединения Hg(I) и Hg(II) в окислительно-восстановительных реакциях? Ответ подтвердить уравнениями реакций.

22.Написать в молекулярном и ионном виде уравнения реакций гидролиза нитратов цинка,

ртути(I) и ртути(II). Как можно ослабить гидролиз этих солей.