Автор работы: Пользователь скрыл имя, 15 Июля 2013 в 17:42, лабораторная работа
В данной работе изложены лабораторные работы и различные материалы по предмету неорганической химии.
Лабораторная работа №1. Текстовый редактор Word для Windows 9x.
Лабораторная работа №25. ЦИНК. КАДМИЙ.
Лабораторная работа№ 21. МАРГАНЕЦ.
Лабораторная работа №22. ХРОМ.
Работа №27. Олово
Лабораторная работа по химии №9. "Определение рН растворов"
Опыт №1. Окраска кислотно-щелочных индикаторов в кислой и щелочной среде.
Опыт №4. Определение рН раствора уксусной кислоты на рН-метре.
Опыт 5. Определение рН раствора гидроксида натрия на рН-метре
Опыт №1.Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость реакции.
Лабораторная работа по общей и неорганической химии №8. “Химическое равновесие и его смещение”
Опыт№1.Влияние изменения концентрации реагирующих веществ на смещение химического равновесия
Лабораторная работа по общей и неорганической химии №5. Комплексные соединения. Получение и свойства.
Теоретическое введение
В VIII группу входят девять d-элементов, которые составляют три подгруппы — подгруппу железа (железо Fe, рутений Ru, осмий Os), подгруппу кобальта (кобальт Со, родий Rh, иридий Ir) и подгруппу никеля (никель Ni, палладий Pd, платина Pt). Железо, кобальт, никель объединяют в семейство железа.
ПОДГРУППА ЖЕЛЕЗА
Для железа наиболее характерны степени окисления +2 и +3, известны также производные железа, в которых его степень окисления равна —2, 0, +4, +6 и +8. Для элементов подгруппы железа характерны координационные числа 6 и 4. Железо — один из наиболее распространенных элементов в земной коpe. Оно входит в состав многочисленных минералов, образующих скопления железных руд. Железо имеет несколько модификаций.
Железо — металл средней химической активности, В отсутствие влаги .в обычных условиях пассивируется на воздухе, но во влажном воздухе легко окисляется и покрывается ржавчиной.
3Fe +4Н2О = Fe3О4 + 4Н2
При нагревании (в особенности в мелкораздробленном состоянии) взаимодействует почти со всеми неметаллами. При этом в зависимости от условий и активности неметалла образуются твердые растворы (с С, Si, N, В, Р, Н), металлоподобные соединения (Fe3C, Fe3Si, Fe3P, Fe4N, Fe2N) или соли и солеподобные соединения (FeF3, FeCl3, FeS). Железо легко взаимодействует с разбавленными кислотами в отсутствие кислорода, образуя производные Fe (II):
Fe +2НCl = Fe Cl2 + Н2
В концентрированных HN03 и H2S04 пассивируется. В обычных условиях в щелочах железо не растворяется
СОЕДИНЕНИЯ ЭЛЕМЕНТОВ ПОДГРУППЫ ЖЕЛЕЗА
Металлические и металлоподобные соединения. Подобно другим d-элементам, железо с малоактивными неметаллами образует соединениятипа металлических. Так, с углеродом оно дает карбид состава Fe3C (цементит), твердые растворы, эвтектические смеси (железа с углеродом, железа с цементитом и др.).
Соединения Fe (0)
Fe + 5CO = Fe(CO)5
Fe(CO)5 + 4KOH = K2[Fe(CO)4] + К2С03 + 2Н20
Соединения Fe (II). Для железа (II) наиболее типично координационное число 6, что соответствует октаэдрическому расположению связей в комплексах и структурных единицах. В присутствии влаги постепенно окисляются кислородом воздуха твердые FeC03 и FeS, например:
4FeS + 02 + 10Н2О = 4Fe(OH)3 + 4H2S
Особо легко окисление идет в щелочной среде. Так, Fe(OH)2 в момент получения тотчас начинает переходить в Fe(OH)3 , поэтому бледно-зеленый осадок быстро темнеет:
4Fe(OH)2 + 02 + 2Н20 = 4Fe(OH)3
Производные анионных комплексов железа (II) — ферраты (II) — в большинстве малостойки и напоминают двойные соли. К ним относятся, например, M2[FeCl4] и M2[Fe(NCS)4]. Для железа (II) наиболее устойчив и легко образуется цианидный комплекс [Fe(CN)6]4-
6KCN + FeS04 = K4[Fe(CN)6] + K2S04
Желтая кровяная соль широко используется в аналитической практике для обнаружения ионов Fe3+:
Fe3+Cl3 + K4[Fe2+(CN)6] = KFe3+[Fe2+(CN)6] + 3KC1
Или Fe3+ + [Fe(CN)6]4- = [Fe2(CN)6]-
При этом образуется соединение интенсивно синего цвета — K[Fe2(CN)6], которое часто называют берлинской лазурью.
Соединения Fe (III). Координационные числа Fe (III) равны 6 и 4, что соответствует октаэдрической и тетраэдрической структурной единице (комплексу).
Основные свойства Fe2О3 и Fe203-nH20 проявляют при взаимодействии с кислотами, образуя светло-фиолетовые аквакомплексы, [Fе(Н2О)6]3+.В нейтральных растворах соли Fe (III) гидролизуются в заметной степени, при этом окраска раствора становится желто-коричневой. Начальные стадии гидролиза можно описать уравнениями
[Fe(OH2)6]3++ + Н20 [Fe(OH2)5OH]2++
ОН3+
[Fe(OH2)5OH]2+ + Н20 = [Fe(OH2)4(OH)2]+ + ОН3+
Анионные комплексы Fe(III) устойчивее и легче образуются, чем таковые для Fe(II). Так, свежеполученный Fe(OH)3 (Fe203-nH20) заметно растворяется в концентрированных щелочах, образуя гексагидроксоферраты (III) типа M3+1 [Fe(OH)6]. При сплавлении Fe203 или Fe(OH)3 со щелочами или карбонатами щелочных металлов образуются полимерные оксоферраты (III) типа MFe02 называемые ферритами:
Na2C03 + Fe203 = 2NaFe02 + C02
Оксо- и гидроксоферраты (III) s-элементов (желтого или красного цвета) водой разрушаются, образуя Fe203*nH20.
Наибольшее значение из цианоферратов (III) имеет K3[Fe(CN)6] (красная кровяная соль). Эта соль, в частности, является реактивом на ионы Fe2+; дает с ними интенсивно-синий гексацианоферрат (III) калия-железа (II) (турнбуллева синь):
Fe2+Cl2 + K3[Fe3+(CN)6] = KFe2+[Fe3+(CN)6] + 2KC1
Соединения Fe(VI) Производные этих анионов образуются при окислении металлов или соответствующих соединений в сильнощелочной среде, при нагревании, например:
Fe203 + 3KN03 + 4КОН == 2K2Fe04 + 3KN02 + 2H20
ПОДГРУППА КОБАЛЬТА
Высшая степень окисления кобальта и его аналогов ниже, чем у железа, рутения и осмия. Для кобальта наиболее типичны степени окисления +2, +3, Для элементов подгруппы кобальта характерны координационные числа 6 и 4
По химической активности кобальт несколько уступает железу. В обычных условиях он довольно устойчив, например кислородом начинает окисляться лишь при 300° С.
2Со + О2 = 2СоО
При нагревании
взаимодействует почти со
Соединения Со(0). Для кобальта и его аналогов в степени окисления 0 известны карбонилы. Простейший карбонил кобальта Со2(СО)8
Соединения Со(II). Степень окисления +2 характерна для кобальта. При этой степени окисления у него устойчивы координационные числа 6 и 4
Оксид кобальта (II) СоО (серо-зеленые кристаллы) образуется при взаимодействии простых веществ или термическим разложением Со(ОН)2, СоСОз...
2 Со(NO3)2 = 2 СоO + 4 NO2 +O2
Галогениды СоНа12 также образуются при взаимодействии простых веществ или обезвоживанием соответствующих кристаллогидратов. Дигалогениды (кроме CoF2) растворимы в воде.
Гидроксид Со(ОН)2 существует в виде синей и розовой модификаций. Синяя модификация получается при действии щелочей на соли Со (II) на холоду; при нагревании Со(ОН)2 переходит в розовую модификацию. В воде Со(ОН)2 не растворяется. По химической природе он, как и СоО, — амфотерное соединение, преимущественно проявляющее основные свойства.
Из катионных комплексов для Со (II) наиболее характерны аквакомплексы [Со(ОН2)6]2+, придающие растворам ярко-розовую окраску. Эти катионы образуются при взаимодействии с кислотами кобальта, СоО, Со(ОН)2. Аммиакаты Со (II) устойчивее, чем Fe (II), но все же водой разрушаются:
[Co(NH3)6]Cl2 + 2Н20 = Со(ОН)2 + 4NH3 + 2NH4C1
При нагревании Со(ОН)2 с концентрированными щелочами образуется [Со(ОН)4]2-:
2NaOH + Со(ОН)2 = Na2[Co(OH)4]
Реакция образования синего тиоцианатокобальта (II) используется для определения кобальта (II) при анализе. 2KNCS + Co(NCS)2 = K2[Co(NCS)4]
Соединения Со (Ш). В степени окисления +3 для кобальта очень характерны многочисленные катионные, анионные и нейтральные комплексы, в которых они шестикоординационны.
Бинарные соединения и соли для Со (III) нехарактерны Среди кобальтатов (III) весьма многочисленны и часто очень устойчивы соединения типа Ме+1[Э(СN)6] и M3+1[Э(N02)6].
ПОДГРУППА НИКЕЛЯ
Для никеля и палладия наиболее характерна степень окисления +2, для никеля и его аналогов наиболее устойчивы координационные числа 4 (тетраэдр или квадрат) и 6 (октаэдр).
Никель обычно содержится в сульфидных медно-никелевых рудах
По химической активности никель несколько уступает железу и кобальту. С кислородом он начинает взаимодействовать при 500° С. При нагревании (в особенности в измельченном состоянии) легко окисляется галогенами, серой, селеном, фосфором, мышьяком, сурьмой и др. С большинством из них он, как и другие d-элементы, образует нестехиометрические соединения переменного состава, многие из которых металлоподобны.
Ni + С12 = NiС12
По отношению к кислотам и щелочам никель ведет себя подобно железу и кобальту.
3 Ni + 4НNО3 РАЗБ = 2 NО + Ni (NО3)2 + 2Н2О
СОЕДИНЕНИЯ ЭЛЕМЕНТОВ ПОДГРУППЫ НИКЕЛЯ
Металлические и металлоподобные соединения. Никель с металлами VIII группы (кроме Ru и Os), марганцем и медью дает непрерывные твердые растворы. У никеля весьма разнообразны также интерметаллические соединения. Для Ni (0) получены комплексные цианиды K4[Ni(CN)4] Эти соединения — сильные восстановители; например, вытесняют водород из воды:
K4[Ni (CN)4] + 2Н20 = K2[Ni (CN)4] + 2КОН + Н2
Соединения Ni (II) интенсивно окрашены. Оксид и гидроксид Ni (II) зеленого цвета. Получают NiO термическим разложением гидроксида, карбоната или нитрата Ni (II). Гидроксид Ni(OH)2 образуется при действии щелочей на растворы соединений Ni (II) в виде объемистого зеленого геля, который при стоянии постепенно кристаллизуется. NiO и Ni(OH)2 в воде не растворяются, но взаимодействуют с кислотами.
Из катионных комплексов никеля (II) устойчивы октаэдрические гексааква- и гексаамминокомплексы За счет образования аммиакатов Ni(0H)2 легко растворяется в присутствии аммиака и солей аммония:
Ni(0H)2 + 6NH3 = [Ni(NH3)6](OH)2
На образовании устойчивых аммиакатов основаны гидрометаллургические методы извлечения никеля и руд.
Информация о работе Лабораторные работы по "Неорганической химии"