Материал: полезная метода

нагрейте. Образуется гидроксид кобальта (II) розово-красного цвета. Напишите уравнения реакций. Полученный осадок разделите на 2

части. Одну из них оставьте стоять и наблюдайте окисление кислородом воздуха и переход гидроксида кобальта (II) в коричнево-бурый осадок гидроксида кобальта (III).

Напишите уравнение реакции. Ко второй части осадка прилейте разбавленной соляной кислоты. Напишите уравнение реакции.

Опыт 10. Получение и свойства оксида кобальта.

Несколько кристаллов Co(NO3)2 нагрейте на электроплитке до прекращения выделения оксида азота. Образуется буро-черный оксид кобальта. Напишите уравнение реакции. Небольшое количество полученного оксида положите в пробирку, добавьте немного крепкой HCl и нагрейте. Выделяющийся хлор проверьте йодкрахмальной бумагой, смоченной водой.

Напишите уравнение реакции.

Опыт 11. Получение и свойства гидроксида кобальта.

К 1 мл раствора азотнокислого кобальта прибавьте 2 мл бромной воды, а затем раствор NaOH. К полученному осадку прилейте концентрированную соляную кислоту. Наблюдайте выделение хлора. Напишите уравнения реакций. Какие свойства проявляет в этой реакции гидроксид кобальта?

Опыт 12. Получение комплексных соединений кобальта. Получение аммиакатов кобальта.

Налейте в пробирку раствора хлорида кобальта (II) и к нему добавьте раствор хлорида аммония и раствор аммиака в избытке. Наблюдайте образование аммиаката двухвалентного кобальта. Полученный раствор разделите на две части. Одну из них оставьте стоять на воздухе, а к другой добавьте немного пероксида водорода и нагрейте. Наблюдайте одинаковое изменение окраски растворов вследствие образования аммиаката кобальта (III).

Напишите уравнения всех произведенных реакций в ионной и молекулярной формах.

Получение роданида кобальта.

Налейте 1/4 часть пробирки концентрированного раствора хлорида кобальта и добавьте к нему концентрированного раствора роданида аммония. Отметьте цвет полученного раствора. К полученному раствору прибавляйте по каплям воду до изменения окраски раствора.

Напишите химические уравнения реакций и дайте объяснения почему при разбавлении раствора водой изменяется его окраска.

Опыт 13. Получение гидроксида никеля (II).

359

К раствору NiSO4 прилейте раствор NaOH, образуется светлозеленый осадок. Осадок разделите на две части. На одну подействуйте разбавленной HCl, на вторую - избытком щелочи.

Напишите уравнения реакций.

§4. Задачи для самостоятельного решения

1.Какой из двухвалентных ионов железа (II), кобальта (II) или никеля (II) обладает более сильными восстановительными свойствами? Привести примеры реакций, в которых проявляется это различие.

2.Определите степень окисления и координационное число комплексообразователя в следующих комплексных соединениях:

а) FeCl2+ HCl + KMnO4 = б) FeS + HNO3 =

в) K4[Fe(CN)6] + Br2 + H2O =

г) Na2S2O3 + FeCl3 = FeCl2 + Na2S4O6 д) Ni(OH)2 + NaClO + H2O =

6. Составьте последовательно уравнения реакций, протекающих по

7. Рассчитайте молярную массу гемоглобина исходя из того, что в одной молекуле гемоглобина содержится 4 атома железа и массовая доля его составляет 3,35%.

Ответ: ~ 667 г/моль.

360

ТЕМА 14. ЭЛЕМЕНТЫ I Б и II Б ГРУПП ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ ЭЛЕМЕНТОВ Д.И.МЕНДЕЛЕЕВА

Вопросы к занятию.

1.Общая характеристика элементов IБ, IIБ групп, их положение в периодической системе, электронные формулы и характерные степени окисления.

2.Физические свойства элементов IБ, IIБ групп.

3.Химические свойства элементов IБ, IIБ групп: отношение к кислотам, щелочам, неметаллам, воде.

4.Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов элементов IБ, IIБ групп.

5.Способность к комплексообразованию элементов IБ, IIБ групп.

§1. Общая характеристика элементов IБ, IIБ групп на основе электронной структуры.

361

§2. Химические свойства элементов IБ, IIБ групп и их соединений

Медь обладает наименьшей активностью среди всех переходных металлов. Так, она не реагирует с разбавленными соляной и серной кислотами. Она растворяется только в кислотах-окислителях:

Cu + 2H2SO4 (k) = CuSO4 + SO2 + 2H2O

Cu + 4HNO3 (k) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O 3Cu + 8HNO3 (p) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

В соединениях медь проявляет две степени окисления: 1+ и 2+, из которых более устойчиво состояние 2+. Одновалентная медь встречается либо в нерастворимых соединениях (CuCl, Cu2S), либо в виде растворимых комплексов типа [Cu(NH3)2]+.

Хлорид меди (I) растворяется в концентрированном растворе аммиака с образованием комплексного иона диамминмеди (I) [Cu(NH3)2]+:

CuCl = 2NH3 = [Cu(NH3)2]Cl

Так же в аммиаке растворяется оксид меди (I) Cu2O: Cu2O + 4NH3 + H2O = 2[Cu(NH3)2]OH

Ионы Сu2+ в водном растворе существуют в виде комплексов гексааквамеди (II) [Cu(H2O)6]2+, имеющих характерную сине-голубую окраску. При добавлении гидроксида натрия к раствору, содержащему эти ионы, образуется голубой осадок гидратированного гидроксида меди (II):

[Cu(H2O)6]Cl2 + 2NaOH = [Cu(OH)2(H2O)4] + 2NaCl + 2H2O

Полученный осадок, в свою очередь, растворяется в растворе аммиака, образуя ярко-синий комплекс:

[Cu(H2O)6]Cl2 + 4NH3 = [Cu(NH3)4(H2O)2]+ + 2OH– + 2H2O

Изменение окраски соединений меди при переходе из степени окисления 2+ в степень окисления 1+ используется в органической химии для качественного анализа. Так, свежеосажденный гидроксид Сu(ОН)2 синего цвета восстанавливается до оранжевого осадка Сu2О альдегидами или восстанавливающими углеводами, например глюкозой.

Серебро. Химические свойства. Серебро, так же как и медь, не реагирует с разбавленными соляной и серной кислотами, но растворяется в кислотах-окислителях:

Ag + 2H2SO4 (k) = Ag2SO4 + SO2 + 2H2O

Ag + 2HNO3 (k) = AgNO3 + NO2 + 2H2O

3Ag + 4 HNO3 (p) = 2AgNO3 + NO + 2H2O

В большинстве соединений серебро проявляет степень окисления 1+. Растворимый нитрат серебра используется как реактив для качественного

определения ионов Сl– , Вr– , I– : Ag+ + I– = AgI

При добавлении NaOH к раствору AgNO3 образуется темнокоричневый осадок оксида серебра Ag2O:

2AgNO3 + 2NaOH = Ag2O + 2 NaNO3 + H2O

362