Опыт 3. Гидролиз солей хрома (III)

А. На полоску универсальной индикаторной бумаги поместить 1 каплю соли хрома (III) и при помощи цветной шкалы оценить рН раствора. Каким основанием (сильным или слабым) является гидроксид хрома (III)? Составить уравнение реакции гидролиза в молекулярной и ионной форме. Вычислить значение первой константы гидролиза, пользуясь справочными данными.

Б. В две пробирки налить по нескольку капель раствора соли хрома (III). В первую пробирку добавить раствор сульфида натрия, во вторую – раствор карбоната натрия. Что получается? Написать уравнения реакций.

Опыт 4. Окисление хрома (III). К раствору сульфата хрома (III) прилить избыток щелочи до растворения образующегося гидроксида хрома (III). К полученному раствору добавить бромную воду и нагреть. Наблюдать изменение окраски. Аналогично провести реакцию с пероксидом водорода. Объяснить наблюдаемые явления. Написать уравнения реакций.

Опыт 5. Переходы между формами существования хромовой кислоты.

А. В пробирку налить дихромат калия и добавить раствор щелочи. Объяснить изменение окраски. Написать уравнения реакций.

Б. Раствор хромата подкислить серной кислотой. Объяснить наблюдаемое явление изменение окраски раствора. Написать уравнения реакций. Сравнить с предыдущим опытом и сделать выводы о влиянии среды на равновесии в системе хромат – бихромат.

Опыт 6. Получение малорастворимых хроматов. В три пробирки налить раствор хромата калия и добавить растворы а) хлорида бария, б) нитрата ртути (I) и в) нитрата свинца (II). Что наблюдается? Написать уравнения реакций.

В отдельную пробирку налить 1–2 капли раствора нитрата серебра, добавить 3–4 капли азотной кислоты и несколько капель дихромата натрия. Отметить состояние пробирки сразу после реакции и по истечении некоторого времени. Дихромат серебра при стоянии разлагается на хромат серебра и оксид хрома (VI).

Опыт 7. Окислительные свойства хроматов. В три пробирки налить по 8–10 капель раствора дихромата калия и подкислить его несколькими каплями 20 %-ной серной кислоты. В первую пробирку добавить раствор сульфита натрия до перехода окраски раствора в зелёную. Во вторую пробирку прилить несколько капель раствора сульфида натрия и отметить помутнение раствора за счет выпадения серы. В третью пробирку добавить раствор сульфата железа (II). Обратить внимание на изменение окраски раствора.

Опыт 8. Получение и свойства молибденовой кислоты. В две пробирки с насыщенным раствором молибдата аммония (NH₄)₂MoO₄ (3–4 капли) приливать осторожно по каплям концентрированный раствор соляной (d = 1,19 г/см³), серной (d = 1,84 г/см³) или азотной (d = 1,2 г/см³) кислоты до выпадения осадка молибденовой кислоты. Дать осадку отстояться. После этого в обоих случаях пипеткой или кусочком фильтровальной бумаги удалить жидкость. В одну из пробирок с осадком приливать по каплям раствор щелочи, в другую – концентрированную серную кислоту. Растворяются ли осадки?

Написать уравнения реакций: а) получения молибденовой кислоты Н₂МоО₄; б) взаимодействия молибденовой кислоты со щелочью; в) взаимодействия молибденовой кислоты с серной кислотой, в результате которого получается сульфат диоксомолибдена MoO₂SO₄. Продуктом какого основания является эта соль? Какой химический характер имеет гидроксид молибдена (VI)?

Опыт 9. Получение гетерополисоединения молибдена (VI). К насыщенному раствору молибдата аммония (5–6 капель), подкисленному 1–2 каплями концентрированной азотной кислоты (d = 1,4 г/см³), добавить каплю раствора гидрофосфата натрия. Смесь слегка подогреть до появления осадка фосфорномолибденовокислого аммония (NH₄)₂[PMo₁₂O₄₀]·6H₂O желтого цвета. Эта реакция применяется для открытия молибдена и при анализе на фосфор.

Содержание отчета по лабораторной работе

1. Название работы.

2. Цель работы.

3. Уравнения реакций в молекулярной и ионной форме, результаты проведения реакций, ответы на вопросы.

Лабораторная работа № 12. VII В группа. подгруппа марганца

Цель работы: изучение химических свойств элементов подгруппы марганца.

Общие сведения

В побочную группу седьмой группы входят элементы марганец, технеций и рений. Главным представителем подгруппы является марганец. Технеций в природе практически не встречается, рений также принадлежит к числу самых редких элементов. По химическому поведению оба аналога марганца более близки к своим соседям по ряду (Mo – Ru и W – Os соответственно) и только по валентному состоянию подобны марганцу.

Марганец соответственно номеру группы имеет максимальную степень окисления +7, но может существовать и в более низких степенях окисления. Устойчивыми состояниями марганца являются +2, +4 и +7, однако существуют соединения со степенью окисления марганца +6, а также +5 и +3. С увеличением степени окисления у марганца уменьшается основной характер гидроксида и усиливается кислотный. Почти все соединения марганца окрашены. Сходство марганца с галогенами очень невелико и проявляется только для соединений Mn⁺⁷. В других валентных состояниях марганец больше похож на соседние с ним по ряду хром и железо. В двухвалентном состоянии марганец проявляет восстановительные свойства, в степени окисления +4, +6 и +7 усиливаются окислительные свойства. Соединения семивалентного марганца – перманганаты являются самыми сильными окислителями.

Выполнение работы

Опыт 1. Гидроксид марганца (II) и его свойства. В две пробирки внести по 3–4 капли раствора соли марганца (II) и по 2–3 капли 2 н. раствора щелочи. Каков 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 2 н. раствора серной кислоты. Что наблюдается? Какие свойства характерны для гидроксида Мn (II)?

Написать уравнения реакций: а) получения гидроксида марганца (II) и его окисления кислородом воздуха в МnО(ОН)₂; б) взаимодействия гидроксида марганца с серной кислотой.