Лабораторная работа по дисциплине «Неорганическая химия (Металлы)» для УГНТУ

Лабораторная работа № 5 ХРОМ. МАРГАНЕЦ 1 Теоретическая часть Хром представляет собой твердый блестящий металл, плавящийся при 1890 ˚С; плотность его 7,19 г/см³. У него достраивается d — подуровень предпоследнего слоя. В силу стабильности конфигурации d⁵ у атомов хрома и молибдена наблюдается проскок одного электрона с оболочки ns на оболочку (n-1)d. У атомов хрома валентная электронная конфигурация 3d⁵4s¹. Внешняя электронная оболочка содержит один электрон, что обусловливает металлический характер этого элемента. Максимальная степень окисления равна +6, так как, помимо наружных электронов, в образовании связей может участвовать еще соответствующее число электронов из недостроенной предпоследней оболочки. Для хрома также характерны степени окисления +2,+3. Соединения хрома (VI) отличаются неустойчивостью в растворах и являются сильными окислителями. При этом они чаще всего восстанавливаются до анионных или катионных комплексов хрома (III). Наиболее устойчивой степенью окисления хрома является +3. Это связано с тем, что соединения хрома (III) являются, как правило, комплексными с координационным числом 6 и октаэдрической пространственной конфигурацией расположения лигандов. При комнатной температуре хром стоек к воде и к кислороду воздуха. Поверхность его покрывается оксидной пленкой, препятствующей коррозии. Хром образует три оксида: оксид хрома (II) CrO, имеющий основной характер, оксид хрома (III) Cr₂O₃, проявляющий амфотерные свойства, и оксид хрома (VI) CrO₃– кислотный оксид. В водных растворах соли хрома гидратированы и содержат комплексный катион [Cr(H₂O)₆]³⁺, который обусловливает фиолетовую окраску. При нагревании растворов соли хрома CrCl₃*6H₂O часть координационной воды обменивается на хлорид-ионы (гидратная изомерия): [Сr(Н₂О)]₆Cl₃ ↔ [СrС1(Н₂O)₅]Cl₂*Н₂О ↔ [СrС1₂(Н₂O)₄]С1*2Н₂О фиолетовый                  зеленый                         темно-зеленый Н₂СrО₄ — xромовая кислота, образующая соли хроматы. Н₂Сr₂О₇ — двухромовая кислота, ее соли — дихроматы. Как хромовая, так и двухромовая кислоты неустойчивы, однако их соли более прочны. В водных растворах хромат- и дихромат–ионы образуют равновесную систему: Сr₂O₇²⁻ + Н₂О ↔ 2СrO₄²⁻ + 2Н⁺ Отсюда следует, что в кислой среде равновесие смещено влево, в результате хромат превращается в дихромат, а при разбавлении водой или в щелочной среде – вправо и в результате дихромат переходит в хромат. Переход хромата в дихромат и наоборот можно наблюдать по изменению цвета окраски раствора. Хроматы и дихроматы – сильные окислители, особенно в кислой среде. Марганец, технеций и рений входят в VII-В подгруппу периодической системы и завершают первые пятерки вставных декад d-элементов. Их валентная электронная конфигурация (n-1)d⁵ns². Имея на внешней электронной оболочке атома всего два электрона, марганец и его аналоги не способны присоединять электроны и в отличие от галогенов, соединений с водородом не образуют. Высшая степень окисления у них равна +7. Для марганца наиболее характерны степени окисления +2 , +4, +7, относительно легко получаются производные, отвечающие степеням окисления 0, +3, +5, +6. Относительно стабильна степень окисления +2, поскольку наполовину заполненная d-оболочка отличается повышенной устойчивостью. Марганец – серебристо-белый твердый хрупкий металл. Его плотность 7,44 г/см³, температура плавления 1245 ˚С. В ряду напряжений марганец находится между алюминием и цинком: стандартный электродный потенциал Mn/Mn²⁺= − 1,18 В. На воздухе марганец покрывается тонкой защитной оксидной пленкой, предохраняющей его от дальнейшего окисления даже при нагревании. Но в мелкораздробленном состоянии марганец окисляется довольно легко. Вода при комнатной температуре действует на марганец очень медленно, при нагревании – быстрее. Марганец вытесняет водород из разбавленных кислот. Однако концентрированную серную кислоту он восстанавливает до оксида серы (IV), а азотную — до оксида азота (II); при этом образуются катионы Mn²⁺. Марганец образует четыре простых оксида: MnO, Мn₂O₃, обладающие основными свойствами, MnO₂— амфотерный, Мn₂O₇— ангидрид марганцовой кислоты НMnO₄. Оксид марганца МnО нерастворим в воде, поэтому гидроксид марганца (II) получают действием щелочей на соли двухвалентного марганца, выпадает белый осадок гидроксида марганца. На воздухе гидроксид марганца (II) быстро темнеет, окисляясь в бурый гидроксид марганца (IV). В практическом отношении наиболее важны соединения маргнца (II), диоксид марганца и соли марганцовой кислоты- перманганаты. Перманганаты – сильные окислители. Степень окисления марганца в реакциях изменяется в зависимости от pН-среды: Опыт 1 Получение и свойства гидроксида хрома (III) Получить в двух пробирках малорастворимый гидроксид хрома (Ш) взаимодействием 3-4 капель раствора соли хрома (III) с 1-2 каплями 2н раствора щёлочи NaOH. Испытать отношение гидроксида хрома (II) к кислотам и к избытку щёлочи, для чего добавить в одну пробирку по каплям 2н раствор щёлочи, в другую 2н раствор серной кислоты до растворения осадка. Написать уравнения реакций, учитывая, что при взаимодействии гидроксида хрома (III) с избытком щелочи получается комплексный анион [Сr(ОН)₆]^3-. Опыт 2 Восстановительные свойства солей хрома (III) Получить раствор К₃[Сr(ОН)₆] добавлением к раствору соли хрома (III) избытка щёлочи (как в опыте 1), добавить в пробирку 3–4 капли 3%-ного раствора пероксида водорода. Нагреть смесь пламенем спиртовки до перехода зелёной окраски в желтую, что указывает на образование в растворе хромата калия. Написать уравнение реакции окисления К₃[Сr(ОН)₆] в хромат калия. Опыт 3 Влияние среды на смещение равновесия между хроматом   и дихроматом 3.1 Переход хромата калия в дихромат К 3–4 каплям раствора хромата калия прибавлять по каплям 2н раствор серной кислоты. Отметить изменение окраски раствора и указать, какими ионами эти окраски обусловливаются. Написать уравнение реакции. Почему полученная соль относится к солям изокислот? 3.2 Переход дихромата в хромат К 3–4 каплям раствора дихромата калия прибавлять по каплям раствор щелочи NaOH до изменения окраски. Написать уравнение реакции. В какую сторону сместится равновесие: 2СrO₄²⁻ + 2Н⁺ = Сr₂O₇²⁻ + H₂О при добавлении: а) кислоты; б) щёлочи. Какой ион — СrO₄²⁻ или Сr₂О₇²⁻ существует в растворах: а) при pH < 7, б) при pH > 7? Опыт 4 Окислительные свойства дихроматов К 4-5 каплям раствора дихромата калия, подкисленного серной кислотой, добавить 3-4 капли раствора иодида калия. Отметить изменение окраски. Доказать выделение свободного йода, для чего в пробирку капнуть 1-2 капли раствора крахмала. Отметить все наблюдаемые явления. Написать уравнения реакций. Опыт 5 Кислотно-основные свойства гидроксида марганца (II) В две пробирки внести по 3-4 капли раствора соли марганца (II) и по 2-3 капли 2н раствора щёлочи NaOH. Какой цвет полученного осадка гидроксида марганца (II)? Размешать осадок стеклянной палочкой и отметить его побурение вследствие окисления марганца (II) до Мn (IV). Во вторую пробирку с осадком гидроксида марганца добавить 2-3 капли 2н раствора серной кислоты. Что наблюдается? Какие свойства характерны для гидроксида марганца (II)? Написать уравнения реакций: а) получение гидроксида марганца (II); б) окисление его кислородом воздуха до гидроксида марганца (IV); в) взаимодействие гидроксида марганца (II) с серной кислотой. Опыт 6 Восстановительные свойства соединений марганца (II) Поместить в пробирку 1-2 капли раствора соли марганца (II) и 5-6 капель 2н раствора азотной кислоты. Добавить на кончике микрошпателя висмутата натрия NаBiO₃. Как изменилась окраска раствора? Как изменилась степень окисления марганца? Написать уравнение реакции, протекающей с образованием марганцовой кислоты и нитрата висмута (III). Опыт 7 Окислительные свойства соединений марганца (VII). Влияние рН-среды на характер восстановления перманганат-иона В три пробирки внести по 3-4 капли раствора перманганата калия. В одну пробирку добавить 2 капли 2н раствора серной кислоты, в другую- столько же воды, в третью- 3-4 капли 2н раствора щёлочи NaOH. Во все три пробирки прибавить по 1 микрошпателю кристаллического сульфита натрия или калия. Отметить различные изменения первоначальной окраски раствора перманганата в каждом случае. Чем это вызвано? Написать уравнения реакций.