VI. Описание лабораторной установки и порядок проведения опыта.

Севмашвтуз

 

 

Кафедра «Инженерная защита окружающей среды и реновации техники»

 

 

Т.И.Белозёрова

 

Общая и неорганическая химия

 

Методические указания по выполнению лабораторных работ №16 и №17

«Химические свойства железа, кобальта, никеля и их соединений».

«Химические свойства хрома, марганца и их соединений»

 

 

                                                                     Количество часов,

планируемые на работу – 4 часа

 

 

г.Северодвинск

2004

 

УКД 557

 

Белозёрова Т.И.

 

 

Общая и неорганическая химия

 

Методические указания по выполнению лабораторных работ №16 и №17

«Химические свойства хрома, марганца и их соединений»

«Химические свойства железа, кобальта, никеля и их соединений».

 

по дисциплине «Общая и неорганическая химия»

 

 

Северодвинск, Севмашвтуз 2004 г. - …с

 

Методические указания к лабораторным занятиям по дисциплине «Общая и неорганическая химия» разработаны для студентов специальности 330200

Рассмотрены вопросы взаимодействия металлов с кислотами, свойства гидроксидов, комплексные соединения данных металлов.

Биологическая роль d – элементов и их соединений.

 

 

Министерство образования Российской Федерации

 Санкт – Петербургский Морской Технический университет

 

 

Севмашвтуз

 

Кафедра «Инженерная защита окружающей среды и реновации техники»

 

Методические указания по выполнению лабораторных работ №16 и №17

 

«Свойства хрома, марганца и их соединений»

«Свойства железа, кобальта, никеля и их соединений»

 

Индекс  о.ф.о. 2000 г.

 

 

Количество часов,

планируемые на работу – 4 часа

 

 

г.Северодвинск

2004 г.

Введение

 

Целью методического указания, рассчитанного на 4 часа, является систематизация и закрепление теоретических знаний, получаемых на лекционных занятиях по этой дисциплине. В методических указаниях предложены контрольные вопросы по изучаемой теме, что позволяет студентам лучше усвоить данный материал.

 

I. Цель работы: Изучить свойства d – элементов.

 

 

II. Рабочее задание.

  Проделать опыты. Ответить на контрольные вопросы.

 

 

III. Общие сведения.

 

Марганец, железо, кобальт, никель находятся в первой вставной декаде периодической системы. Строение внешних электронных оболочек атомов 3d^k4s²(где k = 5 – 8).Характерные степени окисления(в скобках указаны типичные соединения): для марганца +2(соли Mn⁺²), +4(MnO₂), +6(соли H₂MnO₄), +7(соли HMnO₄); для железа +2 (соли Fe⁺²), +3(соли Fe⁺³), +6(соли H₂FeO₄); для кобальта+2(солиCo⁺²); +3(комплексы Co⁺³); для никеля +2(соли Ni⁺²); +3[Ni(OH)₃]. В соответствии с ростом заряда ядра в ряду элементовMn – Ni упрочняется связь валентных электронов с ядром и вследствие этого стабилизируется низкие степени окисления элементов и дестабилизируются высокие.

Марганец, железо, кобальт, никель – белые твёрдые металлы, имеющие высокие температуры плавления (соответственно 1244, 1536, 1493 и 1453ºС) и высокие плотности (соответственно 7,47, 7,91, 8,90 и 8,90 г/см³).

Соли Mn⁺² имеют светло – розовую окраску (в разбавленных растворах практически бесцветны), многие из них хорошо растворимы в воде, гидролиз их незначителен.

Ион Mn⁺² образует менее прочные комплексы, чем Fe⁺², Co⁺², Ni⁺². Такая закономерность объясняется электронным строением Mn⁺² (d – орбитали иона одинаково заполнены (на каждой орбитали находится по одному электрону). Поэтому энергетический эффект, обусловленный расщеплением уровней энергии d – электронов под действием поля лигандов, для иона Mn⁺² равен нулю и склонность к комплексообразованию Mn⁺² примерно такая же, как у двухзарядных ионов благородногазовой конфигурации, имеющих сходные с Mn⁺² радиусы.

Одним из наиболее устойчивых соединений Мn⁺⁴ является диоксид MnO₂  - бурое или чёрное вещество (в зависимости от условий получения). Соли Mn⁺⁴ в водном растворе почти полностью гидролизируются с образованием гидротированного оксида MnO₂·x H₂O.

Марганец (VI) образует анион MnO ; соли, содержащие этот анион, называются манганатами. Манганаты имеют зелёную окраску. Они образуются при сплавлении MnO₂  с щелочами в присутствие окислителей. Манганаты устойчивы только в щелочной среде, в нейтральных и кислых средах происходит диспропорционирование ионов:

3MnO +2 H₂O→ 2 MnO + MnO₂↓+4ОН

Марганец (VII) образует перманганат - ион MnO , имеющий в водном растворе интенсивную красно – фиолетовую окраску. Перманганаты – одни из наиболее сильных окислителей.

При переходе от Fe к Ni стабильность степени окисления +3 уменьшается. Так, Fe(OH)₂ мгновенно окисляется кислородом воздуха, окисление Со(ОН)₂ идёт медленно, а Ni(OH)₂ с кислородом вообще не реагирует и Ni(OH)₃ может быть получен только при действии очень сильных окислителей на Ni(OH)₂.

Соли Fe⁺³ в водных растворах гидролизируются, в результате чего образуются полиядерные комплексы [Fe₂(OH) и др.], устойчивые в растворе при комнатной температуре. При кипячении разбавленных растворов, содержащих Fe³⁺, осаждается Fe(OH)₃.

Известно много комплексов Fe, Co, Ni. Особенно прочные комплексы с рядом лигандов (NH₃ и его производные, СN и др.) образует Co⁺³(конфигурация d⁶). Комплексы Co⁺³ обычно получают окислением соединений Co⁺² в присутствии соответствующего лиганда.

Гидротированные ионы Fe²⁺, Fe⁺³ имеют очень слабую окраску (соответственно зелёную и фиолетовую). В растворах эта окраска незаметна, её можно наблюдать в обогащённых водой кристаллогидратах, содержащих Fe²⁺, Fe⁺³. Растворы солей Fe⁺³ обычно окрашены в бурый цвет, обусловленный продуктами гидролиза ионов Fe⁺³.

Окраска соединений кобальта зависит от координационного (к.ч.) Co⁺². Если к.ч.=4 (например, в [СоСl₄]^2-), то соединение ярко – синее, при к.ч.=6 (например, в [Со(Н₂О)₆]²⁺) окраска розовая. Данная закономерность обусловлена тем, что расщепление энергетических уровней d – электронов в тетраэдрическом поле лигандов значительно меньше, чем в октаэдрическом.

Соединения Ni²⁺ обычно имеют зелёную окраску.

Марганец входит в состав многих металлоферментов растений и животных. Марганец присутствует в большинстве почв. Обычно его содержание колеблется в пределах 20 – 200 мг/кг. Недостаток марганца в почве проявляется в заболеваниях растений, связанных с замедлением работы цикла Кребса – один из важнейших циклов любой живой клетки, вырабатывающей энергию и запасающей её в АТФ.

Железо играет активную роль в жизнедеятельности любых организмов. Оно образует ферменты, стимулирующие окислительно – восстановительные процессы. Велика роль железа в вопросах фотосинтеза и динамики растений.

 

 

IV. Объект исследования.

 

Изучение свойств d – элементов.

К d – элементам или переходным относятся такие, у которых заполняется d – подуровень в атоме или ионе какого – либо валентного состояния.

Например,            Ti…3d²4s²

                               Cu…3d⁹,     Au³⁺…5d⁸

                               Ag⁺²…4d⁹  и другие

Наиболее устойчивое состояние у d – элементов соответствует наполовину заполненному d – подуровню предпоследнего энергетического уровня и полностью заполненному d – подуровню.

Стремление к заполнению наполовину d – подуровня проявляется в переходе наружного S – электрона на предвнешний d – подуровень, у Сr, Мо, Nb к заполнению полностью d – подуровня, у Сu, Аg, Рt, Au, Ru, RO, а у палладия с S – подуровня внешнего переходят 2е¯ на d – подуровень предвнешнего.

У свободных атомов d – элементов d – электроны не являются внешними, по этому учавствуют в образовании химических связей только после того, как S – электроны внешнего уровня окажутся связанными.

Для d – элементов характерно многообразие валентных состояний. От 2 до 8, т.е. они сравнительно легко теряют валентные электроны, поэтому являются типичными металлами.

Sc, Y, La м.б. только +3, а остальные d – элементы и 2,3,4 и т.д. валентными.

 

Например:   Ti – 2,3,4

                      V – 2,3,4,5 и т.д.

Т.е. при образовании соединений используются электроны s – внешнего и частично или d – предвнешнего электронного слоя. Высокая устойчивость подуровня d обуславливает малую устойчивость Cr²⁺, Мn³⁺.

 

 

V. Контрольные вопросы.

 

1. Написать электронные формулы атомов железа, никеля, кобальта.

2. Какую максимальную валентность могут проявлять эти атомы? (дать электронно –графическую формулу).

3. Оксиды и гидроксиды этих атомов.

4. Чем объяснить способность к комплексообразованию этих атомов?

5. Как окрашены гидротированные ионы Fe²⁺, Fe³⁺, Ni²⁺, Со²⁺?

6. Написать гидролиз трёхвалентного железа.

7. Как получают и где применяют металлы: железо, кобальт, никель.

8. Где применяют хром и марганец?

9. Закончите уравнения:

                                                      CrC₃ + HCl→

                                                      K₂Cr₂O₇→(при t°)В

                                                      Na₂MnO₄ + H₂O→

 

VI. Описание лабораторной установки и порядок проведения опыта.