Работа 6. Окислительно-восстановительные реакции с участием р-элементов (неметаллов) V, VI, VII групп Периодической системы

Галогены – элементы VII группы. В свободном состоянии проявляют сильные окислительные свойства. Возможные степени окисления хлора, брома, иода в соединениях от -1 (галогеноводороды, галогениды) до +7.

Сера – элемент VI группы. Проявляет в соединениях преимущественно степени окисления -2, +4, +6 (реже +2).

Азот – элемент V группы. Проявляет весь набор степеней окисления от ‑3 до +5, образуя большую группу соединений с кислородом или водородом.

Соединения элементов с низшими степенями окисления в окислительно-восстановительных реакциях проявляют только восстановительные свойства (типичные восстановители): хлориды, бромиды, иодиды, сульфиды, NH₃.

Соединения с высшими степенями окисления элементов являются типичными окислителями: HСlO₄, KIO₄, HNO₃, H₂SO_{4 (конц.)} (реакции взаимодействия металлов с азотной и серной кислотами рассмотрены в работе 7).

Соединения, в которых элементы имеют промежуточные степени окисления, обладают о.-в. двойственностью и проявляют либо окислительную, либо восстановительную способность относительно второго участника реакции.

Задание 1. Реакции с участием типичных восстановителей

(галогенидов, сульфидов, аммиака)

Задание 1.1. Получение хлора из соляной кислоты

Хлорид-ионы можно окислить до элементарного хлора только очень сильными окислителями. Объясните, почему?

В пробирку поместите несколько кристалликов какого-либо окислителя:
а) диоксида марганца MnO₂, б) диоксида свинца PbO₂, в) бихромата калия K₂Cr₂O₇, г) перманганата калия KMnO₄. Добавьте 3-5 капель концентриро­ванной соляной кислоты. Осторожно подогрейте пробирку (кипятить не обязательно). Докажите, что в ходе реакции выделяется хлор, во-первых, по запаху, во-вторых, используя иодкрахмальную бумагу (бумагу, пропитанную растворами KI и крахмала). Для этого смочите бумажку дистиллированной водой и поднесите ее к отверстию пробирки. Объясните наблюдаемое изменение цвета бумажки. При составлении уравнения реакции учтите, что окислители восстанавливаются до ионов Mn²⁺, Cr³⁺, Pb²⁺ (в виде труднорастворимой соли PbCl₂).

Задание 1.2. Свойства сульфидов

В пробирку внесите 5 капель одного из следующих растворов:
а) перманганата калия, б) бихромата калия, в) хлорида железа (III), г) бромной воды Br₂, д) спиртового раствора иода I₂. Подкислите раствор 2-3 каплями разбавленной соляной или азотной кислот. Приливайте по каплям раствор сульфида натрия до изменения цвета раствора. Запишите наблюдаемые явления. Имейте в виду, что в ходе реакции сульфид-ионы окисляются либо до коллоидной серы (раствор мутнеет), либо до сульфат-ионов, наличие которых можно доказать качественной реакцией с хлоридом бария. Учтите, что восстановленные ионы Fe²⁺ с сульфид-ионами образуют осадок FeS черного цвета.

Задание 1.3. Восстановительные свойства аммиака

В пробирку внесите 2-3 капли бромной воды (Br₂) и 1-2 капли концентрированного раствора аммиака. Наблюдайте изменение окраски раствора. Напишите уравнение реакции, учитывая, что аммиак окисляется бромом до свободного азота.

Задание 2. Реакции с участием типичных окислителей

Задание 2.1. Сравнительная активность свободных галогенов

В две пробирки внесите по 2-3 капли раствора иодида калия. В первую пробирку добавьте 1 см³ хлорной воды Cl₂, во вторую – 3-5 капель бромной воды Br₂. Выделившийся иод экстрагируйте в органическую фазу, для чего в каждую пробирку внесите 5-6 капель четыреххлористого углерода СС1₄ и хорошо встряхните содержимое пробирок. Оставьте пробирки в спокойном состоянии до полного расслоения фаз. Обратите внимание на изменение цвета органической фазы – это цвет сольватированных молекул иода.

В третьей пробирке проведите аналогичную реакцию бромида натрия (бромида калия) с хлорной водой и экстрагируйте выделившийся бром четыреххлористым углеродом СС1₄. Отметьте цвет сольватированных молекул брома в органическом растворителе.

Приведите значения потенциалов E⁰ (Г₂/2Г^-) и обоснуйте утверждение, что более легкие галогены вытесняют более тяжелые из их солей. Объясните хорошую растворимость брома и иода в органическом растворителе.

Задание 2.2. Взаимодействие иода с алюминием

В фарфоровой чашке тщательно разотрите смесь кристаллического иода и порошка алюминия и добавьте нескольких капель горячей воды. Реакция окисления алюминия иодом протекает бурно с выделением большого количества тепла и сопровождается возгонкой I₂ (фиолетовые пары). Какой цвет имеет образующийся иодид алюминия? Какую роль играет вода? Напишите уравнение реакции.

Задание 2.3. Окисление хрома (III) до хрома (VI) кислородными
соединениями галогенов

Хром (III) легко окисляется в щелочной среде, образуя хромат-ионы CrO₄^2- желтого цвета. В кислой среде хром (III) окисляется до бихромат-ионов Cr₂O₇^2- оранжевого цвета только очень сильными окислителями в присутствии катализатора. Приведите значения E⁰(Cr₂O₇^2-/2Cr³⁺), E⁰(CrO₄^2-/[Cr(OH)₄]^-) и оцените восстановительную способность хрома(III) в кислой и щелочной средах.

Поместите в пробирку 2 капли раствора соли хрома (III), прилейте 1 см³ дистиллированной воды. Добавляйте по каплям разбавленный раствор щелочи, наблюдая образование осадка гидроксида хрома и последующее его растворение в избытке щелочи с образованием гидроксокомплекса хрома [Cr(OH)₄]^- изумрудно-зеленого цвета. Добавьте к полученному раствору окислитель: а) несколько кристалликов периодата калия KIO₄, б) 1-2 см³ раствора гипохлорита натрия NaCIO, в) 1-2 см³ раствора гипобромита натрия NaBrO (см. примечание). Наблюдайте изменение окраски раствора из зеленой ([Cr(OH)₄]^-) в желтую (CrO₄^2-). Если реакция идет медленно, нагрейте пробирку. Наличие хромат-ионов докажите качественной реакцией – получением осадка хромата бария.

Примечание. Приготовление раствора гипобромита натрия: налейте в пробирку 1 см³ бромной воды и добавляйте по каплям разбавленный раствор щелочи до обесцвечивания раствора.

Задание 2.4. Взаимодействие иодата KIO₃ и иодида калия KI
(реакция конмутации)

Налейте в пробирку 5-6 капель раствора иодата калия и добавьте 1 каплю раствора иодида. Идет ли реакция? Подкислите раствор разбавленной серной кислотой. Какое вещество образуется в ходе реакции? Сравните значения Е⁰ (IO₃^-/I₂) в различных средах. Сделайте вывод о том, какая среда благоприятствует протеканию данной реакции.

Задание 3. Соединения, обладающие о.-в. двойственностью

Задание 3.1. Взаимодействие сульфита натрия Na₂SO₃ с бромом или иодом

Поместите в пробирку а) 3-5 капель бромной воды, б) 3-5 капель спиртового раствора иода. Прилейте по каплям раствор сульфита натрия до обесцвечивания исходного раствора. Разделите полученный раствор на две пробирки и добавьте в одну 2 капли нитрата серебра, в другую – 2 капли хлорида бария. Об образовании каких ионов свидетельствуют выпавшие осадки? Какие о.-в. свойства проявляют сульфит-ионы в этих реакциях?

Задание 3.2. Взаимодействие сульфита Na₂SO₃ и сульфида натрия Na₂S
(реакция конмутации)

Налейте в пробирку несколько капель раствора сульфита натрия, прибавьте равный объем сульфида. Идет ли реакция? Подкислите раствор соляной кислотой. Образование какого вещества приводит к помутнению раствора? Какие о.-в. свойства проявляют сульфит-ионы в реакции с сульфидом? Сравните значения Е⁰ (SO₃^2-/S) в различных средах. Сделайте вывод о том, какая среда благоприятствует протеканию данной реакции.

Задание 3.3. Взаимодействие сульфита натрия Na₂SO₃ или нитрита натрия NaNO₂ с бихроматом калия

Налейте в пробирку 3-5 капель раствора бихромата калия, подкислите 1 см³ раствора разбавленной серной кислоты и добавьте 1 см³ раствора соли:
а) сульфита натрия, б) нитрита натрия. Слегка подогрейте содержимое пробирки. Наблюдайте изменение цвета раствора из желто-оранжевого в зеленый, характерный для солей хрома (III).

Какие о.-в. свойства проявляют сульфит- и нитрит-ионы в этих реакциях?

Задание 3.4. Взаимодействие нитрита KNO₂ (или NaNO₂) с иодидом калия KI или сульфидом натрия Na₂S

Налейте в пробирку 3-5 капель нитрита KNO₂ (или NaNO₂), добавьте равный объем разбавленной соляной кислоты для подкисления раствора и 2‑3 капли раствора а) иодида калия, б) сульфида натрия.

Чем вызвано изменение окраски раствора при добавлении иодида калия? Напишите уравнение реакции, учитывая, что нитрит-ионы восстанавливаются до оксида азота (II).

В реакции с сульфидом натрия возможно образование сульфат-ионов, либо коллоидной серы (раствор мутнеет). Наличие сульфат-ионов можно доказать качественной реакцией с солью бария.

Какие свойства проявляют нитрит-ионы в этих о.-в. реакциях?

Задание 3.5. Взаимодействие монооксида азота NO с перманганатомкалия

В одну пробирку налейте 1 см³ разбавленного раствора перманганата калия (слаборозового цвета) и подкислите его разбавленной серной кислотой. В другую пробирку поместите небольшое количество медной стружки, налейте разбавленной азотной кислоты и подогрейте до начала реакции образования NO. Вставьте в нее газоотводную трубку. Продолжайте нагревание пробирки с медной стружкой и одновременно погрузите газоотводную трубку в раствор перманганата калия. Наблюдайте исчезновение розовой окраски перманганата.

Какие свойства проявляет монооксид азота в этой реакции? Напишите уравнения реакций, протекающих в обеих пробирках. Какой газ бурого цвета образуется при контакте монооксида азота с воздухом? Исходя из строения молекулы монооксида азота, объясните его неустойчивость на воздухе.

Задание 4. Участие среды (Н⁺ и ОН^--ионов) в о.-в. реакциях. Восстановление перманганата калия нитритом или сульфитом в различных средах

Продукты восстановления перманганата калия зависят от кислотности раствора. В кислой среде ионы перманганата восстанавливаются до ионов Mn²⁺ (бесцветные), в нейтральной среде образуется труднорастворимый оксид MnO₂ (коричневый), а в щелочной – ионы манганата MnO₄^2- (зеленого цвета). Ионы манганата очень неустойчивы и легко восстанавливаются до MnO₂.

В три пробирки налейте по 1 см³ разбавленного раствора перманганата калия. Создайте определенную среду: в первую пробирку добавьте равный объем разбавленного раствора серной кислоты, во вторую не добавляйте ничего (нейтральная среда), в третью прилейте 1-2 см³ разбавленного раствора щелочи. В каждую пробирку внесите 3-5 капель раствора: а) нитрита NaNO₂ или KNO₂, б) сульфита Na₂SO₃. Наблюдайте за изменением цвета раствора перманганата. Напишите уравнения реакций.

Таблица 5

Индивидуальные задания к лабораторной работе 6

Вари- ант	Выполнить экспериментально следующие задания	Составить уравнения реакций (без их выполнения)
	1.1а	2.2	2.3в	3.1б	4а	1.3	3.2	3.3а	3.5
	1.2в	2.1	2.2	3.3б	4б	1.1б	2.3б	3.2	3.4а
	1.2д	2.2	2.3б	3.4а	4а	1.1а	2.4	3.1а	3.5
	1.1в	2.2	2.4	3.5	4б	1.2в	2.3в	3.3б	3.4а
	1.2а	2.1	2.2	3.4а	4а	1.1в	2.3а	3.1б	3.2
	1.3	2.2	2.3а	3.3б	4б	1.1б	2.4	3.4б	3.5
	1.2б	2.2	2.4	3.5	4б	1.3	2.3в	3.1а	3.4а
	1.1г	2.2	2.3а	3.2	4а	1.1б	3.4б	3.1б	3.5
	1.1в	2.1	2.2	3.4б	4б	1.3	2.3б	3.2	3.3б
	1.2г	2.2	2.4	3.3а	4а	1.1а	2.3в	3.4б	3.5
	1.1б	2.2	2.3б	3.4б	4б	1.2в	3.2	3.1а	3.3б
	1.2в	2.1	2.2	3.3а	4а	1.1а	2.3а	2.4	3.4а

Работа 7. Свойства металлов (s-, p-, d-элементов)

Задание 1. Взаимодействие металлов с водой и щелочами

Взаимодействие металлов с водой и щелочами – это процесс окисления металлов ионами водорода воды:

2Me + 2nH₂O = 2Me(OH)_n + nH₂­.

С водой способны реагировать металлы, имеющие значения стандартных потенциалов E⁰(Meⁿ⁺/Me) менее -0,41 B (электродный потенциал системы 2H⁺/H₂ в нейтральной среде). Для многих даже активных металлов процесс взаимодействия затруднен из-за наличия прочных оксидных пленок на поверхности металла, а также вследствие образования труднорастворимых гидроксидов.

Задание 1.1. Взаимодействие металлического магния с водой

В пробирку налейте 1 см³ воды и опустите в нее стружку магния. Взаимодействует ли магний с холодной водой? Нагрейте пробирку пламенем спиртовки и наблюдайте выделение пузырьков водорода. Заметное взаимодействие магния с водой при нагревании обусловлено увеличением растворимости Mg(OH)₂ (ПР зависит от температуры).

Слегка охладите пробирку и прибавьте 1-2 капли фенолфталеина. О чем свидетельствует окраска индикатора? Напишите уравнение реакции растворения магния в воде.

Аккуратно слейте окрашенный раствор таким образом, чтобы стружка магния осталась в пробирке. Внесите в пробирку несколько кристалликов хлорида аммония NH₄C1 и налейте 1 см³ воды. Наблюдайте бурное взаимодействие металла с водой.

Хлорид аммония растворяет пленку гидроксида магния:

Mg(OH)₂¯ + 2NH₄C1 = MgC1₂ + 2NH₃×H₂O

В результате этой реакции образуется гидрат аммиака – основание более слабое, чем Mg(OH)₂, поэтому равновесие сдвигается вправо, пленка гидроксида магния растворяется и не препятствует реакции магния с водой.

Задание 1.2. Взаимодействие алюминия с водой и щелочами

Налейте в пробирку 1 см³ воды, опустите в нее гранулу алюминия и убедитесь в том, что реакция не идет ни при комнатной температуре, ни при нагревании. Объясняется это тем, что поверхность алюминия пассивирована, пленкой оксида.

Добавьте в пробирку 1 см³ щелочи и наблюдайте через некоторое время выделение водорода на поверхности алюминия. Щелочь способствует растворению амфотерного оксида и гидроксида алюминия, обеспечивая доступ воды к металлу. Алюминий активно окисляется водородными ионами воды:

A1₂O₃ + NaOH + H₂O ® Na[A1(OH)₄]

A1 + H₂O ® A1(OH)₃¯ + H₂­

A1(OH)₃¯ + NaOH ® Na[A1(OH)₄]

A1 + NaOH + H₂O ® Na[A1(OH)₄] + H₂­

Составьте уравнения данных реакций.

Оксидная пленка на поверхности алюминия механически разрушается амальгамой, образующейся под пленкой при взаимодействии металлического алюминия с солями ртути (II). Для обеспечения такого взаимодействия необходимо частично удалить оксидную пленку с поверхности металла.

В пробирку поместите гранулу алюминия, добавьте 1-2 капли раствора нитрата ртути (II), потрите поверхность алюминия стеклянной палочкой и прилейте 1 см³ воды. Наблюдайте взаимодействие алюминия с водой.

Задание 2. Взаимодействие металлов с серной и азотной кислотами

Разбавленная H₂SO₄. В разбавленной серной кислоте роль окислителя играют ионы водорода, поэтому разбавленная серная кислота растворяет металлы, имеющие отрицательные значения стандартных электродных потенциалов, с выделением Н₂.

Концентрированная H₂SO₄ проявляет более сильные окислительные свойства за счет серы (VI) и в реакциях с металлами восстанавливается до SO₂, коллоидной серы S⁰ или H₂S в зависимости от активности металла.

Азотная кислота HNO₃ является очень сильным окислителем за счет азота (V), окисляет почти все металлы, образуя соли нитраты (реже оксиды), а сама восстанавливается до различных продуктов: NO₂, NO, N₂O, N₂, NH₄⁺ (водород практически не выделяется). Диоксид азота NO₂ (бурый газ) образуется в реакциях концентрированной азотной кислоты с любыми металлами. Другие соединения азота образуются при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с металлами различной активности.

Задание 2.1. Взаимодействие серной кислоты с металлами

В две пробирки поместите стружку одного металла: а) алюминия, б) железа, в) цинка, г) меди. В первую пробирку налейте 1 см³ разбавленной кислоты, во вторую – концентрированной. Если реакция при комнатной температуре не идет, осторожно нагрейте пробирки. Одинаковы ли продукты реакции при взаимодействии металла с серной кислотой различной концентрации? Почему медь не растворяется в разбавленной кислоте, но растворяется в концентрированной?

Задание 2.2. Взаимодействие азотной кислоты с металлами

В две пробирки внесите стружку (или порошок) одного из указанных металлов: а) меди, б) железа, в) цинка. В одну из них добавьте 3-4 капли разбавленной азотной кислоты, в другую – концентрированной. Отметьте, идет ли реакция при комнатной температуре. Если реакция протекает медленно, нагрейте пробирки. Напишите уравнения реакции, учитывая, что разбавленная азотная кислота восстанавливается медью до NO, железом – до N₂O ( возможно до NO), цинком – до N₂O (возможно до N₂).

Задание 3. Вытеснение металлов из их солей более активными металлами

Задание 3.1. Взаимодействие алюминия с солями меди.
Влияние хлорид ионов на коррозию алюминия

В две пробирки поместите по одной грануле алюминия и добавьте в одну из них 1 см³ сульфата меди, а в другую – столько же хлорида меди. Обратите внимание на то, что в первой пробирке алюминий остается почти без изменения, а во второй – он быстро покрывается налетом меди, а затем начинает интенсивно выделяться газ (какой?).

Напишите уравнение реакции вытеснения меди алюминием. При контакте двух металлов в водной среде образуется гальванопара Al-Cu. Представьте схему гальванопары, обозначьте полюса и запишите электродные процессы.

Задание 3.2. Вытеснение железом Cu и Sn из растворов их солей

В пробирку налейте 1 см³ одного из растворов: а) сульфата меди, б) хлорида олова (II). Поместите в нее железный стержень, предварительно очищенный наждачной бумагой. Наблюдайте, как на поверхности стержня появляется налет меди или олова.

Укажите и обоснуйте, какие еще металлы можно вытеснить железом из растворов их солей.

Задание 3.3. Вытеснение цинком Cu, Sn, Pb из растворов их солей

В пробирку поместите гранулу цинка и прибавьте 5-6 капель одного из следующих растворов: а) сульфата меди, б) хлорида олова (II), в) нитрата или ацетата свинца (II). Наблюдайте выделение налета меди, олова и блестящих кристаллов свинца.

Какие еще металлы можно вытеснить из растворов их солей цинком?

Задание 4. Окислительные свойства соединений металлов

Сильные окислительные свойства проявляют соединения металлов с наиболее высокими степенями окисления: K₂Cr₂O₇, KMnO₄, NaBiO₃, PbO₂, MnO₂, FeC1₃ и др.

Если при проведении опыта реакция идет медленно, то пробирку с раствором необходимо подогреть.

Задание 4.1. Взаимодействие хлорида железа (III) с восстановителями

В пробирку внесите 1-2 капли раствора FeC1₃, разбавьте водой до объема 1‑2 см³ и добавьте 2-3 капли раствора восстановителя: а) иодида калия KI,
б) сульфида натрия Na₂S, в) насыщенного раствора сульфита Na₂SO₃ (или небольшое количество кристаллической соли).

Объясните наблюдаемое изменение цвета раствора. Чтобы убедиться в появлении ионов Fe²⁺, прибавьте 1 каплю раствора K₃[Fe(CN)₆], который с ионами Fe²⁺ образует осадок «турнбулевой сини» KFe[Fe(CN)₆]. Напишите уравнения реакций.

В опыте (б) восстановленные ионы Fe²⁺ с сульфид-ионами образуют осадок FeS черного цвета.

Задание 4.2. Окисление марганца (II) висмутатом натрия NaBiO₃

Соли Mn (II) проявляют очень слабые восстановительные свойства и в кислой среде могут быть окислены только очень сильными окислителями NaBiO₃, пероксодисульфатами (K₂S₂O₈ и др.).

В пробирку внесите 1-2 капли раствора соли марганца (II), 2 см³ разбавленного раствора азотной кислоты и несколько кристалликов (!) висмутата натрия. Перемешайте раствор и дайте кристаллам висмутата осесть или отфильтруйте их. Отметьте, что раствор приобрел малиновую окраску вследствие образования ионов MnO₄^-.

Задание 4.3. Окислительные свойства перманганата калия KMnO₄

Опыт (а). В три пробирки налейте по 1 см³ разбавленого (бледно-розового цвета) раствора KMnO₄. В первую пробирку добавьте 5-6 капель разбавленной серной кислоты, во вторую не добавляйте ничего (нейтральная среда), в третью – 5-6 капель разбавленной щелочи. В каждую пробирку внесите по 1 капле раствора иодида калия KI.

Какое вещество окрашивает растворы в первой и второй пробирках в бурый цвет? Какой осадок образуется в нейтральной среде? Какие ионы окрашивают раствор в третьей пробирке в зеленый цвет?

Напишите уравнения реакций, учитывая, что в щелочной среде KI окисляется до иодата KIO₃.

Опыт (б). В пробирку внесите 3-5 капель раствора перманганата калия и 2‑3 капли разбавленного раствора серной кислоты. Добавьте 3-4 капли раствора пероксида водорода. Наблюдайте изменение окраски раствора и выделение пузырьков газа.

Задание 4.4. Окислительные свойства бихромата калия K₂Cr₂O₇

В пробирку налейте 1 см³ раствора бихромата, 5-6 капель разбавленной серной кислоты и добавьте один из следующих реактивов: а) несколько кристалликов сульфита Na₂SO₃, б) несколько кристалликов нитрита натрия NaNO₂, в) 1 см³ раствора хлорида олова (II).

Наблюдайте изменение окраски раствора из оранжевой в сине-зеленую вследствие образования солей Cr (III).

Задание 4.5. Окислительные свойства диоксида свинца PbO₂

В пробирку внесите небольшое количество порошка диоксида свинца, 5‑6 капель разбавленной серной кислоты, 1-2 капли раствора иодида калия и 1 см³ дистиллированной воды. Выделяющийся иод окрашивает раствор в бурый цвет. При нагревании пробирки иод переходит в газообразное состояние (фиолетовые пары).

Задание 4.6. Окислительные свойства солей меди (II)

Налейте в пробирку 1 см³ раствора CuSO₄ и добавьте 2-3 капли раствора иодида калия KI. Наблюдайте образование осадка и окрашивание содержимого пробирки в бурый цвет, что обусловлено выделением свободного иода. Для того чтобы установить цвет выпавшего осадка CuI, необходимо иод перевести в бесцветный ион. Для этого прибавьте в пробирку несколько капель раствора сульфита натрия до исчезновения бурой окраски. Каков цвет иодида CuI? Напишите уравнения наблюдаемых реакций взаимодействия.

Задание 5. Восстановительные свойства соединений металлов

Соединения металлов с более низкими степенями окисления из всех возможных проявляют в окислительно-восстановительных реакциях восстановительные свойства: соли железа (II), олова (II), хрома (II, III) и др.

В тех случаях, когда реакция идет медленно, необходимо подогреть пробирку с реакционной смесью.

Задание 5.1. Взаимодействие солей железа (II) с окислителями

В пробирку внесите 1 см³ раствора соли железа (II) и добавьте по 2-3 капли одного из следующих растворов: а) KMnO₄, б) H₂O₂, в) K₂Cr₂O₇.

Реакции протекают в кислой среде, поскольку раствор соли железа (II) высокую кислотность. При приготовлении этого раствора добавляется кислота с одноименным анионом для предотвращения гидролиза соли.

Наблюдайте изменение цвета растворов. Желтый цвет имеют растворы солей железа (III) (а, б). Сине-зеленый цвет имеет раствор, в котором образуется смесь солей Cr (III) зеленого цвета и Fe (III) желтого цвета (в).

Докажите появление ионов Fe³⁺ в растворе, добавив либо 1 каплю раствора (NH₄)CNS, либо 1 каплю раствора гексацианоферрата (II) калия K₄[Fe(CN)₆] (желтая кровяная соль). В первом случае образуются роданидные комплексы железа (III) [Fe(CNS)_n]^q красно-бурого цвета, во втором – осадок «берлинской лазури» KFe[Fe(CN)₆].

Задание 5.2. Взаимодействие хлорида олова (II) с солями железа (III)

В пробирку внесите 1-2 капли раствора хлорида железа (III), разбавьте водой до объема 1-2 см³ и добавьте 2-3 капли хлорида олова (II). Как изменилась окраска раствора? Докажите наличие ионов Fe²⁺ в растворе качественной реакцией с гексацианоферратом (III) калия K₃[Fe(CN)₆] (красная кровяная соль), который образует осадок «турнбулевой сини» KFe[Fe(CN)₆].

Задание 5.3. Взаимодействие соли хрома (III) с периодатом калия KIO₄
или PbO₂ в щелочной среде

Опыт (а). Поместите в пробирку 2 капли раствора соли хрома (III), прилейте 1 см³ 4 М раствора щелочи. Образуется раствор изумрудно-зеленого цвета, содержащий гидроксокомплексы хрома [Cr(OH)₄]^-. Добавьте к раствору несколько кристалликов периодата калия KIO₄ и наблюдайте изменение окраски раствора от зеленой к желтой (CrO₄^2-). Если реакция идет медленно, то нагрейте пробирку. Наличие хромат-ионов докажите качественной реакцией – получением осадка хромата бария.

Сравните потенциалы E⁰(Cr₂O₇^2-/2Cr³⁺) и E⁰(CrO₄^2-/[Cr(OH)₄]^-) и объясните, почему реакции окисления Cr (III) проводят в щелочной среде.

Опыт (б). Поместите в пробирку небольшое количество порошка PbO₂, 1 см³ раствора щелочи и осторожно нагрейте. В горячий раствор внесите 2 капли раствора соли хрома (III) и снова нагрейте пробирку. Наблюдайте появление желтой окраски раствора, характерной для ионов хромата CrO₄^2-. Наличие последних докажите качественной реакцией – получением осадка хромата бария.

Таблица 6

Индивидульные задания к лабораторной работе 7

Вари- ант	Выполнить задания	Вари- ант	Выполнить задания
	1.1	2.1в	3.1	4.1а	5.1в		1.1	2.1б	3.1	4.1б	5.3а
	1.2	2.2а	3.2б	4.5	5.3а		1.2	2.1в	3.2а	4.3а	5.1б
	1.1	2.1а	3.3в	4.4а	5.1б		1.1	2.2б	3.3а	4.3б	5.3б
	1.2	2.2б	3.3а	4.6	5.2		1.2	2.1б	3.3в	4.1в	5.3а
	1.1	2.1г	3.3б	4.4в	5.3б		1.1	2.2в	3.2б	4.4б	5.1а
	1.2	2.2в	3.2а	4.2	5.1а		1.2	2.2а	3.1	4.1а	5.1в