Ћекции.ќрг


ѕоиск:




 атегории:

јстрономи€
Ѕиологи€
√еографи€
ƒругие €зыки
»нтернет
»нформатика
»стори€
 ультура
Ћитература
Ћогика
ћатематика
ћедицина
ћеханика
ќхрана труда
ѕедагогика
ѕолитика
ѕраво
ѕсихологи€
–елиги€
–иторика
—оциологи€
—порт
—троительство
“ехнологи€
“ранспорт
‘изика
‘илософи€
‘инансы
’ими€
Ёкологи€
Ёкономика
Ёлектроника

 

 

 

 


ћангану, феруму, цинку та купруму




“еоретична частина

ћанган належить до VIIB групи пер≥одичноњ системи елеменит≥в ƒ.≤. ћенделЇЇва. Ќа зовн≥шньому енергетичному р≥вн≥ атома цього елемента знаходитьс€ два s-електрони, а на d-п≥др≥вн≥ передостаннього енергетичного р≥вн€ Ц 5d-електрон≥в, тобто дл€ нього характерний електронний стан d5s2. ” незбудженому стан≥ непарними Ї пТ€ть d-електрон≥в, а при збудженн≥ Ц ус≥ с≥м електрон≥в зовн≥шнього ≥ передзовн≥шнього енергетичних р≥вн≥в стають валентними. “ому максимальний ступ≥нь окисненн€ ћангану Ц +7.

ћанган в≥дноситис€ до активних метал≥в. Ќа пов≥тр≥ в≥н окиснюЇтьс€ ≥ покриваЇтьс€ видимою пл≥вкою оксид≥в, спочатку червонуватою, пот≥м Цмайже чорною. « водою на холод≥ манган взаЇмод≥Ї дуже пов≥льно; при п≥двищенн≥ температури швидк≥сть реакц≥њ окисненн€ мангану водою зб≥льшуЇтьс€. ” розбавлених кислотах манган розчин€Їтьс€ з утворенн€м солей ћангану (II). ” розчинах луг≥в манган ст≥йкий. ” сполуках ћанган маЇ ступен≥ окисненн€: +2, +3, +4, +6 ≥ +7. Ќайб≥льш ст≥йк≥ сполуки Mn(II), Mn(IV) ≥ Mn(VII). « п≥двищенн€м ступен€ окисненн€ характер оксид≥в ≥ г≥дроксид≥в зм≥нюЇтьс€ в≥д основного до кислотного.

” порошкопод≥бному стан≥ манган при нагр≥ванн≥ безпосередньо сполучаЇтьс€ з галогенами, с≥ркою, азотом, фосфором, кремн≥Їм, утворюючи б≥нарн≥ сполуки, в €ких маЇ ступ≥нь окисненн€ +2:

Mn + Cl2 → MnCl2

Mn + S → MnS

3Mn + N2 → Mn3N2

3Mn + 2P → Mn3P2

2Mn + Si → Mn2Si

” р€ду активностей метал≥в ћанган знаходитьс€ набагато л≥в≥ше в≥д водню, тому в≥н здатний вит≥сн€ти водень ≥з води та кислот. « холодною водою ћанган взаЇмод≥Ї дуже пов≥льно, але при нагр≥ванн≥ реакц≥€ значно прискорюЇтьс€:

Mn + 2Ќ2ќ → Mn(ќЌ)2 + Ќ2

ћанган легко розчин€Їтьс€ у вод≥ у присутност≥ амон≥й хлориду, €кий заважаЇ утворенню малорозчинного марган (II) г≥дроксиду:

Mn + 2Ќ2ќ + 2NH4Cl → MnCl2 + 2NH4OH + H2

« розведеними кислотами (кр≥м HNO3) ћанган взаЇмод≥Ї з вид≥ленн€м водню:

Mn + ЌCl → MnCl2 + Ќ2

« концентрованими сульфатною та н≥тратною кислотами Ц з утворенн€м води:

Mn + 2H2SO4(к) → MnSO4 + SO2 + 2H2O

3Mn + 8HNO3(к) → 3Mn(NO3)2 + 2NO + 4H2O

ѕри взаЇмод≥њ з сол€ми метал≥в, що знаход€тьс€ в р€ду активност≥ прав≥ше нього, ћанган њх вит≥сн€Ї:

Mn + FeSO4 → MnSO4 + Fe

ƒо оксигеновм≥сних сполук ћангану в≥днос€тьс€ наступн≥:

MnO Ц манган (II) оксид Mn2O3 Ц манган (III) оксид MnO2 Ц манган (IV) оксид Mn2O7 Ц манган (VII) оксид   Mn(OH)2 - манган (II) г≥дроксид Mn(OH)3 - манган (III) г≥дроксид Mn(OH)4 - манган (IV) г≥дроксид H4MnO4 Ц ортоманган≥тна кислота HMnO4 Ц перманганатна кислота H2MnO4 Ц манганатна кислота

ѕор≥вн€нн€ властивостей г≥дроксид≥в ћангану, св≥дчить про те, що з≥ зб≥льшенн€м ступен€ окисненн€ ћангану кислотн≥ властивост≥ цих речовин зростають, а основн≥ Ц зменшуютьс€:

посиленн€ кислотних властивостей

Mn(OH)2, Mn(OH)4, H2MnO4, HMnO4

посиленн€ основних властивостей

ћанган входить до складу ц≥лого р€ду ферментних систем, €к≥ обумовлюють окисно-в≥дновн≥ процеси внутр≥шньокл≥тинного обм≥ну речовин. ¬становлено, що в рослинах, у залежност≥ в≥д ступен€ окисненн€, манган, з одного боку, спри€Ї вид≥ленню кисню ≥ бере участь у в≥дновних реакц≥€х фотосинтезу, а з ≥ншого Ц активно бере участь в окисненн≥ карбонових кислот, а в≥дпов≥дно, ≥ в процес≥ диханн€ рослин. ћанган спри€Ї ф≥ксац≥њ атмосферного азоту бульбочковими бактер≥€ми, а також зб≥льшенню к≥лькост≥ ам≥нокислот.

‘ерум входить до VIIIB групи пер≥одичноњ системи елемент≥в ƒ.≤. ћенделеЇва. Ќа зовн≥шньому енергетичному р≥вн≥ атома цього елемента знаход€тьс€ 2s-електрони. Ќа d-п≥др≥вн≥ передостаннього енергетичного р≥вн€ Ц 6 електрон≥в. ” незбудженому стан≥ число непарних електрон≥в у ‘еруму 4. ” атома ‘еруму при збудженн≥ атом≥в за рахунок перем≥щенн€ одного з 4s-електрон≥в в p-п≥др≥вень число непарних електрон≥в зб≥льшуЇтьс€ до 6. Ќайб≥льш типовими ступен€ми окисненн€ ‘еруму Ї +2 ≥ +3.

«ал≥зо в сухому пов≥тр≥ ≥ кисн≥ окиснюЇтьс€ дуже пов≥льно, покрива-ючись при цьому тонкими пл≥вками оксид≥в. ѕри високих температурах Ц зТЇднуЇтьс€ з киснем, утворюючи оксиди: Fe2O3, Fe3O4, FeO. ≤з оксид≥в ≥ г≥дроксид≥в ‘еруму лише Fe2O3 ≥ Fe(OH)3 амфотерн≥ з переважанн€м основних властивостей. —в≥й максимальний ступ≥нь окисненн€ +6 ‘ерум ви€вл€Ї лише в сол€х фератноњ кислоти Ц фератах (K2FeO4, BaFeO4).

«ал≥зо в≥дноситьс€ до метал≥в ≥з середн≥м р≥внем в≥дновних властивостей. ѕри невисоких температурах зал≥зо вступаЇ в реакц≥ю з багатьма простими речовинами Ц вуглецем, азотом, фосфором, кремн≥Їм, с≥ркою та галогенами:

3Fe + C → Fe3C

4Fe + N2 → 2Fe2N

2Fe + P → Fe2P

2Fe + Si → FeSi

« галогенами та с≥ркою зал≥зо утворюЇ сол≥ в≥дпов≥дних кислот:

2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3

Fe + S → FeS

« лугами зал≥зо не взаЇмод≥Ї, але легко розчин€Їтьс€ у розведених кислотах, при цьому утворюютьс€ с≥ль феруму (II) ≥ вид≥л€Їтьс€ водень:

Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2

’лоридна ≥ розбавлена сульфатна кислоти окиснюють ‘ерум до Fe(II):

Fe + 2HCl Ѓ FeCl2 + H2≠,

концентрован≥ HNO3 ≥ H2SO4, а також Уцарська гор≥лкаФ Ц до Fe (II≤):

2Fe + 6H2SO4 Ѓ Fe2(SO4)3 + 3SO2≠ + 6H2O

≤з водних розчин≥в солей зал≥зо вит≥сн€Ї метали, що знаход€тьс€ у р€ду активност≥ прав≥ше в≥д нього:

Fe + —uSO4 → FeSO4 + Cu

—ульфат зал≥за (зал≥зний купорос) FeSO4 ∙ 7H2O Ц використовуЇтьс€ у с≥льському господарств≥ €к ≥нсектицид. —еред ус≥х важких метал≥в, що знаход€тьс€ в живих орган≥змах, ‘еруму належить головна роль. ќрган≥чн≥ молекули, до складу €ких входить ‘ерум, беруть активну участь у б≥ох≥м≥чних процесах, що в≥дбуваютьс€ в процес≥ диханн€ ≥ фотосинтезу. ќснову реакц≥й, €к≥ в≥дбуваютьс€ в процес≥ диханн€ рослин, так €к ≥ при фотосинтез≥, складають окисно-в≥дновн≥ процеси. ƒл€ того щоб орган≥зм зм≥г використати енерг≥ю, акумульовану в орган≥чних речовинах, вони повинн≥ бути окиснен≥ киснем пов≥тр€. ÷ей процес зд≥йснюЇтьс€ за допомогою ферумвм≥сних фермент≥в.

÷инк в≥дноситьс€ до IIB групи пер≥одичноњ системи елемент≥в ƒ.≤. ћенделЇЇва. Ќа зовн≥шньому енергетичному р≥вн≥ його атома знаходитьс€ 2s-електрони. ≈лектронна конф≥гурац≥€ передзовн≥шнього енергетичного р≥вн€ s2p6d10 стаб≥льна, ≥ електрони цього р≥вн€ не беруть участ≥ в утворенн≥ х≥м≥чних зв'€зк≥в. ” атома цього елемента у нормальному стан≥ в≥дсутн≥ непарн≥ електрони. «будженн€ атом≥в переводить один s-електрон на p-п≥др≥вень; при цьому електронна конф≥гурац≥€ зовн≥шнього енергетичного р≥вн€ переходить в s1p1 ≥ стаЇ здатним до утворенн€ двох х≥м≥чних зв'€зк≥в. ÷инк утворюЇ сполуки виключно з ступенем окисненн€ +2.

—т≥йк≥сть цинку на пов≥тр≥ ≥ у вод≥ по€снюЇтьс€ захисною пл≥вкою (ZnOH)2CO3 на його поверхн≥. ” розчинах луг≥в пл≥вка розчин€Їтьс€, що дозвол€Ї цинку вступати в реакц≥ю з водою до повного розчиненн€ металу.

÷инк довол≥ активний метал, в≥н утворюЇ сполуки майже з ус≥ма неметалами. “ак, наприклад, галоген≥ди цинку одержують шл€хом пр€моњ взаЇмод≥њ елемент≥в:

Zn + Cl2 → ZnCl2

або розчиненн€м метал≥чного цинку, оксиду та сульф≥ду у в≥дпов≥дних кислотах:

Zn + 2ЌCl → ZnCl2 + Ќ2

Znќ + 2ЌCl → ZnCl2 + Ќ2ќ

ZnS + 2ЌCl → ZnCl2 + Ќ2S↑

« с≥ркою цинк утворюЇ нерозчинний у вод≥ сульф≥д ZnS:

Zn + S → ZnS

ѕри нагр≥ванн≥ цинкового пилу (600∞—) в атмосфер≥ амон≥аку утворюЇтьс€ н≥трид цинку:

3Zn + 2NH3 → Zn3N2 + 3H2↑,

ј з ацетиленом Ц карб≥д цинку:

Zn + —2Ќ2 → Zn—2 + Ќ2↑.

÷инк Ц сильний в≥дновник, здатний зам≥щувати метали (Mn, Fe, Ni, Cu, Cd) у њх сол€х. ¬ид≥ленн€ кадм≥ю ≥з розчин≥в за допомогою цинкового пилу (цементац≥€) Ї головним промисловим методом його добуванн€:

CdSO4 + Zn → ZnSO4 + Cd

÷инк легко вит≥сн€Ї водень з розведених кислот-неокисник≥в:

Zn + 2HBr → ZnBr2 + H2

ѕри взаЇмод≥њ з розведеною н≥тратною кислотою цинк утворюЇ н≥троген (≤) оксид або амон≥йну с≥ль:

Zn + 10HNO3 Ѓ 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O;

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

—ол≥ оксигеновм≥сних кислот цинку Ц н≥трати, сульфати, хлорати Ц розчинн≥ у вод≥, а карбонати, фосфати, сил≥кати Ц у вод≥ малорозчинн≥.

ѕри нагр≥ванн≥ з киснем цинк утворюЇ амфотерний оксид ZnO Ц гексагональн≥ кристали б≥лого кольору, практично нерозчинн≥ у вод≥. ¬и€вл€ючи амфотерн≥ властивост≥ в≥н реагуЇ €к з кислотами, так ≥ з лугами:

Znќ + 2HCl Ѓ ZnCl2 + H2O

ZnO + 2NaOH + H2O Ѓ Na2[Zn(OH)4].

÷инк г≥дроксид Zn(OH)2 випадаЇ у вигл€д≥ б≥лого осаду при д≥њ луг≥в на розчини солей цинку:

ZnSO4 + 2NaOH Ѓ Zn(OH)2¯ + Na2SO4.

÷инк г≥дроксид Ц амфотерна сполука, в≥н легко розчин€Їтьс€ в кислотах з утворенн€м солей цинку:

Zn(OH)2 + 2HCl Ѓ ZnCl2 + 2H2O

≥ в надлишку луг≥в з утворенн€м цинкат≥в:

Zn(OH)2 + 2NaOH Ѓ Na2ZnO2 + 2H2O.

÷инк Ц один ≥з с≥льськогосподарських м≥кроелемент≥в: при нестач≥ його у ірунт≥ у рослин порушуЇтьс€ обм≥н вуглевод≥в, може понизитись вм≥ст хлороф≥лу. як складова частина фермент≥в вуглеводного обм≥ну ÷инк активуЇ њх ≥ спри€Ї п≥двищенню ≥нтенсивност≥ фотосинтезу. ≤з солей цинку найб≥льше практичне застосуванн€ у с≥льському господарств≥ маЇ цинковий купорос ZnSO4 × 7H2O, €кий використовують €к м≥кродобриво.

 упрум знаходитьс€ у IB груп≥ пер≥одичноњ системи елемент≥в ƒ.≤. ћенделЇЇва. ’≥м≥чн≥ властивост≥  упруму обумовлен≥ структурою його зовн≥шнього електронного р≥вн€ Ц 3d104s1. ќск≥льки  упрум Ї переостанн≥м d-елементом, на d-п≥др≥вн≥ його атома повинно було розташуватись 9 електрон≥в. јле завд€ки ст≥йкост≥ електронноњ конф≥гурац≥њ d10 в≥дбуваЇтьс€ Ђпровалї s-електрона на d-п≥др≥вень, що доц≥льно з енергетичноњ точки зору. Ќа€вн≥сть одного s-електрона обумовлюЇ ≥снуванн€ ц≥лоњ групи сполук, в €ких  упрум ви€вл€Ї ступ≥нь окисненн€ +1. јле s-електрон, що проваливс€ на d-п≥др≥вень, збер≥гаЇ певну моб≥льн≥сть ≥ при на€вност≥ елемент≥в-окисник≥в може переходити до них. ” цих випадках  упрум ви€вл€Ї ступ≥нь окисненн€ +2.

ѕри знаходженн≥ на пов≥тр≥ м≥дь поступово покриваЇтьс€ зеленим нальотом карбонату г≥дроксокупруму (CuOH)2CO3. ’лоридна ≥ розбавлена сульфатна кислота не д≥ють на м≥дь, але сум≥сна д≥€ окисник≥в ≥ тих же кислот призводить до розчиненн€ м≥д≥. Ќ≥тратна кислота енерг≥йно д≥Ї на м≥дь, причому утворюЇтьс€ с≥ль купруму ≥ н≥троген оксид (NO або NO2 залежно в≥д концентрац≥њ кислоти).

’≥м≥чна активн≥сть  упруму невисока. ѕри пом≥рному нагр≥ванн≥  упрум сполучаЇтьс€ з галогенами, с≥ркою, утворюючи б≥нарн≥ сполуки солепод≥бного типу:

Cu + ≤2 → Cu≤2

2Cu + S → Cu2S

Ѕ≥льш≥сть солей купруму (≤) Ц хлориди, бром≥ди, йодиди, сульф≥ди, ц≥ан≥ди, т≥оц≥анати погано розчин€ютьс€ у вод≥. ¬они легко окиснюютьс€ нав≥ть молекул€рним киснем пов≥тр€:

4CuCl + O2 +4HCl → 4CuCl2 + 2H2O

ƒосить легко м≥дь за механ≥змом окисно-в≥дновних процес≥в взаЇмод≥Ї з розведеною ≥ концентрованою н≥тратною кислотою та концентрованою сульфатною кислотою:

Cu + 4HNO3(к) → Cu(NO3)2 + 2NO2 +2H2O

3Cu + 8HNO3(р) → 3Cu(NO3)2 + 2NO +4H2O

Cu + 2H2SO4(к) → CuSO4 + SO2 +2H2O

« ќксигеном  упрум утворюЇ два нерозчинн≥ у вод≥ оксиди: Cu2ќ Ц купрум (≤) оксид та Cuќ Ц купрум (≤≤) оксид. ¬они реагують з кислотами утворюючи сол≥ та з водним розчином амон≥аку утворюючи комплексн≥ сол≥:

Cu2ќ + 2HCl → 2CuCl + H2O

CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O

Cu2ќ + 4NH3 + H2O → 2[Cu(NH3)4]OH

Cuќ + 4NH3 + H2O → [Cu(NH3)4](OH)2

 упрум(II) г≥дроксид Cu(OH)2 Ї дуже слабкою основою. ÷€ сполука виражаЇ слабк≥ амфотерн≥ властивост≥ Ц розчин€Їтьс€ в концентрованих розчинах луг≥в, а також в розчинах кислот:

Cu(OH)2 + 2NaOH → Na2[Cu(OH)4]

Cu(OH)2 + 2HNO3 → Cu(NO3)2 + 2H2O

 упрум (II) г≥дроксид Cu(ќЌ)2 ≥снуЇ у двох формах Ц аморфн≥й та кристал≥чн≥й. јморфний осад легко втрачаЇ воду нав≥ть при збер≥ганн≥ п≥д водою ≥ перетворюЇтьс€ в купрум (≤≤) оксид.  ристал≥чна форма б≥льш ст≥йка ≥ витримуЇ температуру до 100∞—.

 упрум приймаЇ участь у вуглеводному ≥ б≥лковому обм≥нах у рослинах. ѕ≥д його впливом посилюЇтьс€ синтез б≥лк≥в, вуглевод≥в ≥ жир≥в. Ќестача цього елементу викликаЇ у рослин зниженн€ активност≥ синтетичних процес≥в ≥ призводить до накопиченн€ розчинних вуглевод≥в, ам≥нокислот та ≥нших продукт≥в розпаду складних орган≥чних речовин.

≤з солей  упруму у с≥льському господарств≥ найб≥льше значенн€ мають: CuSO4 ∙ 5H2O Ц купрум сульфат (м≥дний купорос) використовуЇтьс€ в сум≥ш≥ з вапн€ковим молоком (Ђбордоська р≥динаї) €к ≥нсектицид дл€ захисту плодових культур, зас≥б боротьби ≥з ф≥локсерою Ц збуджувачем хвороби винограду, з ф≥тофторою Ц захворюванн€м томат≥в та картопл≥. ” х≥м≥чн≥й промисловост≥ з нього добувають ≥нш≥ купрумвм≥сн≥ пестициди (хлорокис м≥д≥ 3Cu(OH)2∙CuCl2∙H2O, паризьку зелень Cu(CH3COO)2∙3Cu(AsO2)2). —ол≥  упруму Cu(NO3)2 ∙ 3H2O Ц купрум (≤≤) н≥трат Ц використовують €к фунг≥цид, Cu(CH3COO)2 ∙ H2O Ц купрум ацетат (м≥д€нка) Ц використовують €к фунг≥цид або €к сировину дл€ одержанн€ пестицид≥в.

≈кспериментальна частина

ƒосл≥д. 10.2.1. –еакц≥њ кат≥она ћангану з лугами

Ћуги утворюють з ≥оном ћn2+ б≥лий осад марган (II) г≥дроксиду:

ћn2+ + 2OH- Ѓ Mn(OH)2.

ќстанн≥й розчин€Їтьс€ у кислотах, але не розчин€Їтьс€ в надлиш≠ку лугу.  иснем пов≥тр€ в≥н поступово окиснюЇтьс€ до бурого марган (≤V) г≥д≠роксиду:

2Mn(OH)2 + O2 Ѓ 2MnO(OH)2.

ќсад Mn(OH)2 одержують також при окисненн≥ ћn2+ г≥дроген пероксидом в присутност≥ лугу:

Mn(NO3)2 + 2NaOH + H2O2 Ѓ Mn(OH)2 + 2NaNO3 + H2O.

ƒо 2-3 крапель розчину сол≥ ћаргану додати к≥лька крапель розчину NаќЌ до по€ви б≥лого осаду Mn(OH)2. «вернути увагу на те, що осад поступово бур≥Ї внасл≥док окисненн€ Mn(OH)2 до MnO(OH)2. ѕот≥м додати до осаду 2-3 крапл≥ г≥дроген пероксиду з масовою част≠кою H2O2 3%. ќсад тут же стаЇ буро-чорним, бо ћn2+ швидко окис≠нюЇтьс€ до MnO(OH)2. √≥дроксид MnO(OH)2 розчин€Їтьс€ у хлоридн≥й кислот≥ при нагр≥ванн≥:

MnO(OH)2 + 4HCl Ѓ MnCl2 + 3H2O + Cl2

або при д≥њ сульфатною кислотою в присутност≥ г≥дроген пероксиду:

MnO(OH)2 + Ќ24 + H2O2 Ѓ ћnSќ4 + 3H2O + ќ2.

¬ обох випадках марган (≤V) в≥дновлюЇтьс€ до ≥она ћn2+. NH4OH також осаджуЇ ћn2+ у вигл€д≥ Mn(OH)2, але в присутност≥ со≠лей амон≥ю цього не в≥дбуваЇтьс€.

ƒосл≥д 10.2.2. –еакц≥њ на кат≥он ÷инку

Ћуги дають з ≥онами Zn2+ б≥лий аморфний осад г≥дроксиду Zn(OH)2, що ви€вл€Ї амфотерн≥сть:

Zп(ќЌ)2 + 2Ќ+ Ѓ Zn2+ + 2Ќ2O, Ќ2ZnO2 + 2OH- Ѓ ZnO22- + 2Ќ2ќ.

ƒо 4-5 крапель розчину сол≥ цинку додати спочатку 1-2 крапл≥ розчину NаќЌ, а пот≥м надлишок його Ц до розчиненн€ осаду.

якщо на розчин цинкату (Na2ZnO2 або  2ZnO2) вплинути амон≥й хлоридом, осад Zп(ќЌ)2 не утворитьс€. јмон≥й г≥дроксид осаджуЇ ≥они Zn2+ у вигл€д≥ г≥дроксиду:

ZnCl2 + 2NH4OH Ѓ Zn(OH)2 + 2NH4Cl,

однак при цьому цинк г≥дроксид розчин€Їтьс€ в надлишку NH4OH з утворенн€м комплексних ≥он≥в Zn(NH2)62+ або Zn(NH3)42+:

Zп(ќЌ)2 + 6NH4OH Ѓ [Zn(NH3)6](OH)2 + 6Ќ2ќ.

ƒо 5-6 крапель розчину сол≥ цинку обережно додати NH4OH. —постер≥гати утворенн€ осаду цинк г≥дроксиду ≥ наступне його розчи≠ненн€. ¬ присутност≥ солей амон≥ю NH4OH зовс≥м не осаджуЇ ≥они Zn2+.

ƒосл≥д 10.2.3. –еакц≥њ кат≥он≥в  упруму

Ћуги утворюють ≥з купрум (≤≤) кат≥онами аморфний блакитний осад г≥дроксиду:

Cu2+ + 2OH- Ѓ Cu(OH)2.

јле у надлишку лугу ≥ при нагр≥ванн≥ в≥н частково розчин€Їтьс€ з отриманн€м куприту:

Cu(OH)2 + NaќЌ Ѓ Na2[Cu(OH)4].

ƒо 3-4 крапель розчину сол≥  упруму додати 2-3 крапл≥ розчину натр≥й г≥дроксиду. ƒо частини осаду додати луг ≥ нагр≥ти на вод€н≥й бан≥. ѕереконайтись, що куприт-≥он надаЇ розчинов≥ синього за≠барвленн€. ƒругу частину осаду розчинити у хлоридн≥й кислот≥.

јмон≥й г≥дроксид даЇ з ≥оном  упруму зеленавий осад г≥дроксо-сульфату:

2CuSO4 + 2NH4OH Ѓ (CuOH)2SO4 + (NH4)2SO4,

€кий у надлишку реактиву розчин€Їтьс€ з одержанн€м тетраам≥но-купро-(≤≤)-сульфату ≥нтенсивно синього кольору:

Cu(OH)2 + (NH4)2SO4 + 6NH4OH Ѓ 2[Cu(NH3)4]SO4 + 8H2O.

ƒо 3-4 крапель розчину сол≥  упруму додати розведеного розчину амон≥й г≥дроксиду спершу до по€ви зеленавого осаду, а пот≥м до його розчиненн€. –еакц≥€ використовуЇтьс€ дл€ ви€вленн€ кат≥она  упруму.

10.3.  онтрольн≥ запитанн€

1. ќсновн≥ сполуки та х≥м≥чн≥ властивост≥ метал≥в-м≥кроелемент≥в  упруму та ÷инку.
2. ’≥м≥€ сполук ћангану. ќксиди та г≥дроксиди ћангану, манганатна та перманганатна кислоти: њх отриманн€ та властивост≥.
3. ’≥м≥€ сполук ‘еруму. ќксиди та г≥дроксиди ‘еруму: њх отриманн€ та властивост≥.
4. «апиш≥ть р≥вн€нн€ реакц≥й, що в≥дпов≥дають ланцюжку перетворень: зал≥зо Ѓ ферум (≤≤) хлорид Ѓ ферум (≤≤) г≥дроксид Ѓ ферум (≤≤≤) г≥дроксид
5. ’≥м≥€ сполук  упруму. ќксиди  упруму: њх отриманн€ та властивост≥.
6. «апиш≥ть р≥вн€нн€ реакц≥й, що в≥дпов≥дають ланцюжку перетворень: м≥дь Ѓ купрум (≤≤) н≥трат Ѓ купрум (≤≤) г≥дроксид Ѓ купрум оксид
7. ’≥м≥€ сполук ÷инку. ќксид та г≥дроксид ÷инку: њх отриманн€ та властивост≥.
8. «ак≥нчити р≥вн€нн€ реакц≥й, вказати умови њх проведенн€, €кщо вони в≥др≥зн€ютьс€ в≥д звичайних (нагр≥ванн€, катал≥затори, тиск ≥ т.≥н.): CuSO4 + KI Ѓ Zn + H2SO4(конц) Ѓ KMnO4 Ѓ

ƒќƒј“ »

ƒодаток 1.

 

√”—“»Ќј ¬ќƒЌ»’ –ќ«„»Ќ≤¬  »—Ћќ“, ќ—Ќќ¬ “ј —ќЋ≈…

–≤«Ќќѓ  ќЌ÷≈Ќ“–ј÷≤ѓ (при t∞ 18∞C), г/см3

 

 

ω, % √устина розчину, г/мл (г/см3)
NaOH KOH NH3 HCl NaCl KCl
  0,998 0,998 0,998 0,998 0,998 0,998
  1,01 1,008 0,994 1,003 1,005 1,004
  1,021 1,016 0,99 1,008 1,012 1,011
  1,032 1,024 0,984 1,012 1,02 1,017
  1,043 1,033 0,981 1,018 1,027 1,024
  1,054 1,041 0,977 1,023 1,034 1,03
  1,065 1,048 0,973 1,028 1,041 1,037
  1,076 1,055 0,969 1,033 1,049 1,043
  1,087 1,064 0,965 1,038 1,056 1,05
  1,098 1,072 0,961 1,043 1,063 1,057
  1,109 1,08 0,958 1,047 1,071 1,063
  1,131 1,099 0,95 1,057 1,086 1,077
  1,153 1,116 0,943 1,067 1,101 1,09
  1,175 1,137 0,936 1,078 1,116 1,104
  1,197 1,154 0,93 1,088 1,132 1,118
  1,219 1,173 0,923 1,098 1,148 1,133
  1,241 1,193 0,916 1,108 1,164 1,147
  1,263 1,217 0,91 1,119 1,18 1,162
  1,285 1,238 0,904 1,129 1,197  
  1,306 1,267 0,898 1,139    
  1,328 1,285 0,892 1,149    
  1,349 1,307   1,159    
  1,37 1,331   1,169    
  1,39 1,355   1,179    
  1,41 1,382   1,189    
  1,43 1,408   1,198    

 

ƒодаток 2.

 онстанти нест≥йкост≥ де€ких комплексних

≥он≥в у водних розчинах при 25∞—

 

Cхема дисоц≥ац≥њ комплексного ≥она  онстанта нест≥йкост≥
[Ag(NH3)2]+ Ag+ + 2NH3 9,3 ∙ 10-8
[Ag(Nќ2)2]+ Ag+ + 2Nќ2- 1,8 ∙ 10-3
[Ag(S2O3)2]3- Ag+ + 2S2O3- 1,1 ∙ 10-13
[Ag(CN)2]- Ag+ + 2CN- 1,1 ∙ 10-21
[HgCl4]2- Hg2+ + 4Cl- 8,5 ∙ 10-16
[HgBr4]2- Hg2+ + 4Br- 1,0 ∙ 10-21
[HgI4]2- Hg2+ + 4I- 1,5 ∙ 10-30
[Hg(CN)4]2- Hg2+ + 4CN- 4,0 ∙ 10-42
[Cd(NH3)4]2+ Cd2+ + 4NH3 7,6 ∙ 10-8
[Cd(CN)4]2- Cd2+ + 4CN- 7,8 ∙ 10-18
[Cu(NH3)4]2+ Cu2+ + 4NH3 2,1 ∙ 10-13
[Cu(CN)4]3- Cu+ + 4CN- 5,0 ∙ 10-31
[Ni(NH3)6]2+ Ni2+ + 6NH3 1,9 ∙ 10-9

ƒодаток 3.

–озповсюджен≥ назви де€ких неорган≥чних речовин

Ќазва —клад
јлебастр CaSO4 ∙0,5H2O або [2CaSO4] ∙ 0,5H2O
јм≥ачна вода (нашатирний спирт) NH4OH
јсбест 3MgO ∙ CaO ∙4SiO2
Ѕаритова вода Ba(OH)2
Ѕерл≥нська лазур Fe4[Fe(CN)6]3
Ѕертолетова с≥ль KClO3
Ѕура Na2B4O7 ∙ 10 H2O
Ђ¬есел€щий газї N2O
¬апно Ц гашене натронне негашене хлорне Ca(OH)2 2CaO + NaOH CaO CaOCl2
¬апн€не молоко (вапн€на вода) Ca(OH)2 Ц водна суспенз≥€
¬углекислий газ —O2
√ален≥т, кам€на с≥ль NaCl
√≥пс (м≥нерал) CaSO4 ∙ 2H2O
√лауберова с≥ль Na2SO4 ∙ 10H2O
—ел≥тра Ц ам≥ачна кал≥йна (≥нд≥йська) натр≥Їва (чил≥йська) кальц≥Їва (норвезька) NH4NO3 KNO3 NaNO3 Ca(NO3)2
—≥ль ћора FeSO4 ∙ (NH4)2SO4 ∙ 6H2O
—ода Ц б≥карбонат (питна) кальцинована (безводна) каустична кристал≥чна NaHCO3 Na2CO3 NaOH Na2CO3 ∙ 10H2O
’ромова сум≥ш K2Cr2O7 в концентрован≥й Ќ2SO4
„адний газ CO

ƒодаток 4.

—туп≥нь г≥дрол≥зу солей в 0,1 ћ розчинах при 25 ∞ —

—≥ль —туп≥нь г≥дрол≥зу, % —≥ль —туп≥нь г≥дрол≥зу, %
NH4Cl 0.007 NaH2PO4 0.0004
NH4C2H3O2 0.5 Na2CO3 4.0
(NH4)2S 99.0 NaHCO3 0.005
NH4HS 7.0 Na2S 99.0
Na2B4O7 0.5 NaHS 0.10
Na2SO3 0.13 NaClO 0.18
NaHSO3 0.0002 KCN 1.2
NaC2H3O2 0.007 Al2(SO4)3 3.5
Na3PO4 34.0 Al(C2H3O2)3 40.0
Na2HPO4 0.13 Fe(C2H3O2)3 32.0

ƒодаток 5.

≈Ћ≈ “–ќ’≤ћ≤„Ќ»… –яƒ Ќјѕ–”√ ћ≈“јЋ≤¬

 

 


 

 

ƒодаток 6.

 

–яƒ ≈Ћ≈ “–ќЌ≈√ј“»¬Ќќ—“≤ ≈Ћ≈ћ≈Ќ“≤¬

 


—писок рекомендованоњ л≥тератури

 

1. «агальна та б≥онеорган≥чна х≥м≥€ / ќ.≤.  арнаухов, ƒ.ќ. ћельничук,  .ќ. „еботько, ¬.ј.  оп≥левич. ¬≥нниц€: Ќќ¬ј  Ќ»√ј, 2003. Ц 544 с.

2. Ћев≥т≥н ™.я., Ѕризицька ј.ћ.,  люЇва –.√. «агальна та неорган≥чна х≥м≥€. ¬≥нниц€: Ќќ¬ј  Ќ»√ј, 2003. Ц 468 с.

3. Ѕур€ ќ.≤., „игв≥нцева ќ.ѕ. Ѕ≥онеорган≥чна х≥м≥€. ƒн≥пропетровськ: Ђѕорогиї, 2005. Ц 360 с.

4. Ѕур€ ќ.≤., ѕовхан ћ.‘., „игв≥нцева ќ.ѕ., јнтрапцева Ќ.ћ. «агальна х≥м≥€. ƒн≥пропетровськ: ЂЌаука ≥ осв≥таї, 2002. Ц 306 с.

5. ѕлатонов ‘.ѕ., ƒейкова «.≈. ѕрактикум по неорганической химии. ћ.: ¬ысша€ школа, 1985. Ц 255 с.

6. ѕрактикум по общей и неорганической химии / ѕод ред.. Ќ.Ќ. ѕавлова, —.¬. ѕетрова. ћ.: ¬ысша€ школа, 1986. Ц 296 с.

7. ∆арский ».ћ.,  омшилова ќ.Ќ. ѕрактикум по химии. ћинск: Ђ¬ышэй-ша€ школаї, 1986. Ц 141 с.

8. √линка Ќ.Ћ. «адачи и упражнени€ по общей химии: ”чебное пособие дл€ вузов / ѕод ред. ¬.ј. –абиновича и ’.ћ. –убиной. Ћ.: ’ими€, 1986. Ц 272 с.

«ћ≤—“

¬—“”ѕ.......................... .  
Ћабораторна робота є 1. ќсновн≥ класи неорган≥чних сполук.. .  
1.1. “еоретична частина.................. .  
1.2. ≈кспериментальна частина............... .  
  ƒосл≥д 1.2.1. ¬заЇмод≥€ оксид≥в з водою........ .  
  ƒосл≥д 1.2.2. ќдержанн€ малорозчинних у вод≥ г≥дроксид≥в...............   .  
  ƒосл≥д 1.2.3. ќдержанн€ амфотерних г≥дроксид≥в.... .  
  ƒосл≥д 1.2.4. ¬заЇмод≥€ основних оксид≥в з кислотами. .  
  ƒосл≥д 1.2.5. ¬заЇмод≥€ сол≥ з с≥ллю......... .  
  1.3.  онтрольн≥ запитанн€........... .  
Ћабораторна робота є 2. ќсновн≥ закони х≥м≥чних перетворень... .  
2.1. “еоретична частина.................. .  
2.2. ≈кспериментальна частина............... .  
  ƒосл≥д 2.2.1. ¬заЇмод≥€ розчину кал≥ю йодиду з г≥дроген пероксидом у кислому середовищ≥......   .  
  ƒосл≥д 2.2.2. Ўвидк≥сть розкладу лужного розчину г≥дроген пероксиду при р≥зних температурах.....   .  
  ƒосл≥д 2.2.3.  атал≥тичний розклад г≥дроген пероксиду в присутност≥ ћанган (IV) оксиду......   .  
  ƒосл≥д 2.2.4. «м≥щенн€ р≥вноваги реакц≥њ окисненн€ натр≥й г≥дроарсен≥ту йодом........   .  
  2.3.  онтрольн≥ запитанн€........... .  
Ћабораторна робота є 3. ѕриготуванн€ розчин≥в заданоњ концентрац≥њ.....................   .  
3.1. “еоретична частина.................. .  
3.2. ≈кспериментальна частина............... .  
  ƒосл≥д 3.2.1. ѕриготуванн€ приблизно 0,1 н розчину хлоридноњ кислоти............   .  
  3.3.  онтрольн≥ запитанн€........... .  

 

 

Ћабораторна робота є 4. √≥дрол≥з солей. ¬одневий показник 26
4.1. “еоретична частина................... 26
4.2. ≈кспериментальна частина................ 28
  ƒосл≥д 4.2.1. ¬плив температури на г≥дрол≥з солей..... .  
  ƒосл≥д 4.2.2. ѕовний г≥дрол≥з............. .  
  ƒосл≥д 4.2.3. ¬изначенн€ реакц≥њ середовища у розчинах солей за допомогою ун≥версального ≥ндикатору   .  
  ƒосл≥д 4.2.4. ¬изначенн€ реакц≥њ середовища за допомогою ≥ндикатор≥в...............   .  
  4.3.  онтрольн≥ запитанн€........... .  
Ћабораторна робота є 5. ќкисно-в≥дновн≥ реакц≥њ .  
5.1. “еоретична частина.................. .  
5.2. ≈кспериментальна частина............... .  
  ƒосл≥д 5.2.1. ќкисн≥ властивост≥ кал≥й дихромату... .  
  ƒосл≥д 5.2.2. ¬плив середовища на окисно-в≥дновн≥ процеси .  
  ƒосл≥д 5.2.3. ќкисн≥ властивост≥ галоген≥в...... .  
  ƒосл≥д 5.2.4. ќкисненн€ ≥он≥в IЦ ≥онами Fe3+ ....... .  
  ƒосл≥д 5.2.5. ќкисненн€ ≥он≥в Fe2+ перманганат-≥онами ....................   .  
  5.3.  онтрольн≥ запитанн€........... .  
Ћабораторна робота є 6.  омплексн≥ сполуки.......... .  
6.1. “еоретична частина.................. .  
6.2. ≈кспериментальна частина............... .  
  ƒосл≥д 6.2.1. ƒисоц≥ац≥€ подв≥йноњ сол≥......... .  
  ƒосл≥д 6.2.2. ¬≥дновленн€ Fe (III) в ≥он≥ [Fe (CN 6] 3-до Fe (II) в [Fe(CN)6]4 - ..............   .  
  ƒосл≥д 6.2.3. ”творенн€ ам≥акат≥в цинку та кадм≥ю.... .  
  ƒосл≥д 6.2.4. ”творенн€ ам≥акату н≥келю........ .  
  ƒосл≥д 6.5. —т≥йк≥сть ≥она диам≥нср≥бла (I)....... .  
  6.3.  онтрольн≥ запитанн€........... .  

 

Ћабораторна робота є 7. ’≥м≥€ s-елемент≥в    
7.1. “еоретична частина................. .  
7.2. ≈кспериментальна частина............... .  
  ƒосл≥д 7.2.1. ќдержанн€ водню при взаЇмод≥њ метал≥в з кислотами...............   .  
  ƒосл≥д 7.2.2. ќдержанн€ водню з кислот......... .  
  ƒосл≥д 7.2.3. ¬и€вленн€ г≥дроген пероксиду....... .  
  ƒосл≥д 7.2.4.  атал≥тичне розкладанн€ г≥дроген пероксиду. .  
  ƒосл≥д 7.2.5. ћалорозчинн≥ сол≥ лужних метал≥в..... .  
    7.2.5.1. як≥сна реакц≥€ на ≥он кал≥ю...... .  
    7.2.5.2. ”творенн€ магн≥й г≥дроксиду та його розчиненн€ у кислот≥ ≥ сол€х амон≥ю.....   .  
  7.3.  онтрольн≥ запитанн€........... .  
Ћабораторна робота є 8. ’≥м≥€ р-елемент≥в. ’≥м≥чн≥ властивост≥ сполук  арбону, Ќ≥трогену та ‘осфору....   .  
8.1. “еоретична частина.................. .  
8.2. ≈кспериментальна частина............... .  
  ƒосл≥д 8.2.1. ќдержанн€ ≥ властивост≥ солей карбонатноњ кислоти...........   .  
    8.2.1.1. ¬ластивост≥ карбонат≥в лужноземельних метал≥в.........   .  
    8.2.1.2. √≥дрол≥з натр≥й карбонату та г≥дрокарбонату............   .  
  ƒосл≥д 8.2.2. √≥дрол≥з солей амон≥ю.......... .  
  ƒосл≥д 8.2.3. ¬ластивост≥ н≥тратноњ кислоти та њњ солей... .  
  ƒосл≥д 8.2.4. √≥дрол≥з солей ортофосфатноњ кислоти.... .  
  8.3.  онтрольн≥ запитанн€.......... .  
Ћабораторна робота є 9. ’≥м≥€ р-елемент≥в. ’≥м≥чн≥ властивост≥ сполук ќксигену, —ульфуру та ’лору.....   .  
9.1. “еоретична частина................. .  
9.2. ≈кспериментальна частина.............. .  
  ƒосл≥д 9.2.1. як≥сна реакц≥€ на ≥он хлору........ .  
  ƒосл≥д 9.2.2. ¬заЇмод≥€ хлоридноњ кислоти з металами... .  
  ƒосл≥д 9.2.3. ќкисн≥ властивост≥ г≥дроген пероксиду... .  
  ƒосл≥д 9.2.4. ќбвуглюванн€ паперу сульфатною кислотою. .  
  9.3.  онтрольн≥ запитанн€........... .  
Ћабораторна робота є 10. ’≥м≥€ d-елемент≥в. ’≥м≥чн≥ властивост≥ сполук ћангану, ‘еруму, ÷инку та  упруму   .  
10.1. “еоретична частина.................. .  
10.2. ≈кспериментальна частина............... .  
  ƒосл≥д 10.2.1. –еакц≥њ кат≥она ћангану з лугами...... .  
  ƒосл≥д 10.2.2. –еакц≥њ кат≥она ÷инку........... .  
  ƒосл≥д 10.2.3. –еакц≥њ кат≥он≥в  упруму......... .  
  10.3.  онтрольн≥ запитанн€........... .  
ƒодатки.......................... .  
  ƒодаток 1. √устина водних розчин≥в кислот, основ та солей р≥зноњ концентрац≥њ (при t∞ 18∞—), г/см3 .   .  
  ƒодаток 2.  онстанти нест≥йкост≥ де€ких комплексних ≥он≥в у водних розчинах при 25∞—......   .  
  ƒодаток 3. –озповсюджен≥ назви де€ких неорган≥чних речовин.................   .  
  ƒодаток 4. —туп≥нь г≥дрол≥зу солей в 0,1 ћ розчинах при 25∞ —................   .  
  ƒодаток 5. ≈лектрох≥м≥чний р€д напруг метал≥в. .  
  ƒодаток 6. –€д електронегативност≥ елемент≥в..... .  
—писок рекомендованоњ л≥тератури.............. .  

 

 





ѕоделитьс€ с друзь€ми:


ƒата добавлени€: 2015-11-05; ћы поможем в написании ваших работ!; просмотров: 1737 | Ќарушение авторских прав


ѕоиск на сайте:

Ћучшие изречени€:

¬аше врем€ ограничено, не тратьте его, жив€ чужой жизнью © —тив ƒжобс
==> читать все изречени€...

2018 - | 1982 -


© 2015-2024 lektsii.org -  онтакты - ѕоследнее добавление

√ен: 0.093 с.