Сдам Сам

ПОЛЕЗНОЕ


КАТЕГОРИИ







Качественные реакции на ионы некоторых металлов





Ионы Ва 2+

Ва2+ + SO42-→ Ва SO4 ↓- белый осадок, который нерастворим ни в воде, ни в кислотах, ни в щелочах. Этой же реакцией распознают соли серной кислоты, т.е. ион SO42-.

Ионы Fe3+

а) 4 FeCI3 + 3K4[Fe(NC)6] → Fe4[Fe(NC)6]3↓ +12KCI

4Fe3+ + 3[Fe(NC)6]4- → Fe4[Fe(NC)6]3

Образуется темно-синий осадок «берлинской лазури» состава Fe4[Fe(NC)6]3↓ или КFe[Fe(NC)6] в зависимости от концентраций растворов.

б) FeCI3 + 6 КNCS → K3[Fe(NCS)6] + 3KCI

р-р кроваво-красный цвет

Ионы Fe2+:

3FeCI2+2К3[Fe(NC)6] → Fe3[Fe(NC)6]2↓ +6KCI

3Fe2+ + 2[Fe(NC)6]3- → Fe3[Fe(NC)6]2

Образуется синий осадок «турнбулевой сини»

Ионы Ag+: AgNO3 + HCI → AgCI↓+ HNO3

Ag+ + CI- → AgCI↓

Образуется белый осадок AgCI↓, нерастворимый в кислотах, но растворим в растворе аммиака AgCI +2NH3→ [Ag(NH3)2]CI

Ионы Cu2+:

1. Соли меди (Cu2+) окрашивают раствор в голубой цвет:

2CuSO4 + K4[Fe(NC)6] → Cu2[Fe(NC)6]↓+ 2 K2SO4

2Cu2+ + [Fe(NC)6]4-→ Cu2[Fe(NC)6]↓

Образует вишневый осадок.

Рассмотрим химические свойства некоторых металлов

Химия железа

При нагревании Fe реагирует с неметаллами: О2, N2, Hal, C, S. Оно реагирует с водой и воздухом, образуя ржавчину Fe2O3·H2O: с водяным паром в результате реакции получается оксид Fe (П,Ш), Fe3O4:

3Fe(тв) +4Н2О (г) →4Н2(г) + Fe3O4(тв)

Оксиды также получаются при нагревании Fe на воздухе.

Железо реагирует с разбавленными растворами H2SO4 и НСI, образуя соли Fe2+ и водород. С разбавленной азотной кислотой железо образует нитрат железа (Ш) и NO. Концентрированная азотная кислота пассивирует Fe.

Медь. Медь – малоактивный металл. Основными рудами являются: медный колчедан CuFeS2 и медный блеск CuS. Руду прокаливают с кремнеземом в присутствии воздуха. При этом получается сульфид меди и силикат железа:

2CuFeS2(тв) + 4О2 + 2SiO2(тв) →Cu2S(тв)+2FeSiO3(тв) +3SiO2(тв)

Полученный сульфид Cu2S переводят в металлическую медь прокаливанием в печи: Cu2S (тв) + О2 (г) → 2Cu(тв) + SO2(г)

Медь очищают электролизом. Из меди, обладающей хорошей теплопроводностью, изготавливают кухонную посуду. Высокая электропроводность меди делает ее исключительно превосходным материалом для изготовления электрических проводов и кабелей. Медь устойчива к коррозии и из нее изготавливают детали водяных насосов. Широкое применение нашли сплавы меди: (Cu, Zn), бронза (Cu,Sn), сплав для чеканки монет (Cu,Ni).

Химические свойства меди

Медь реагирует с О2, S, На1 и кислотами окислителями.

Соединения меди

Cu2O (кр) Получение

Восстановление Cu2+ в щелочном растворе альдегидом или SO2

2 Cu2+(водн) + 2ОН - (водн) +2е →Cu2O(тв) +Н2О (ж)

Cu2O:

· проба на альдегиды

· с NH3 образует [Cu(NH3)4]+

· с НС1 (конц) →[CuС12]-(водн)

· кислотами →соли Cu2+

CuO: Оксид меди (П) – черного цвета

· получение: прокаливание нитрата, карбоната меди

· Сu (OH)2 –голубого цвета, который растворяется в NH3→[Cu(NH3)4]2+

· Соли получают:

· Нагреванием CuO с разбавленными кислотами

· Нагревание CuO с НаI (исключая йод)

· Пропусканием H2S через раствор солей Cu2+(водн) или добавление к раствору S2-.

Цинк

Цинк выделяют из цинковой обманки или карбоната Zn.

Zn и Zn2+ имеют заполненную d-орбиталь, поэтому его соединения бесцветны. Неспособность d-электронов принимать участие в металлической связи определяет низкие по сравнению с другими переходными металлами температуры кипения и плавления цинка.

Zn похож на переходные металлы по своей способности к комплексообразованию иона Zn (П) - [Zn (Н2О)6]2-. Он также взаимодействует с щелочами, образуя соли тетрагидроксоцинкат иона - [Zn(ОН)4]2-, выделяя при этом водород:

Zn (тв) + 2ОН-(водн) + 2Н2О (ж) → [ Zn (ОН)4]2-(водн) + Н2(г)

Zn используют в качестве гальванического покрытия железа и стали, а также при выплавки бронзы (Cu, Zn).

Оксид ZnО (бел.) Получение, некоторые свойства. Получают прокаливанием ZnСО3, Zn(NO3)2 или Zn(ОН)2. Амфотерен. При нагревании желтеет, теряя некоторое количество кислорода, который при охлаждении присоединяется обратно; образование вакансий в кристаллической решетке приводит в этом и в некоторых других случаях к появлению окраски;

Гидроксид Zn(ОН)2 - добавление ОН - (водн)к растворам солейсопровождается появлением желеобразного осадка: амфотерен.

Хлорид цинка ZnCI2·2H2O Действием соляной кислоты на Zn, ZnО или ZnСО3; попытки получить бесцветные соли из кристаллогидрата приводит к образованию Zn(ОН)С1; Добавление НСО3-(водн) к раствору солей Zn2+ ведет к осаждению основного карбоната [ZnСО3·2 Zn(ОН)2].

Задачи с решениями

ЗАДАЧА 1. КОНЦЕНТРИРОВАННЫЕ РАСТВОРЫ KMnO4 ВЫЗЫВАЮТ ОЖОГИ СЛИЗИСТОЙ ОБОЛОЧКИ ПОЛОСТИ РТА, ПИЩЕВОДА, ЖЕЛУДКА. В КАЧЕСТВЕ «ПРОТИВОЯДИЯ» ПРИ ТАКИХ ОЖОГАХ ИСПОЛЬЗУЮТ РАСТВОР, В 1 л КОТОРОГО СОДЕРЖИТСЯ 50 мл 3%-ного РАСТВОРА ПЕРОКСИДА ВОДОРОДА И 100 мл СТОЛОВОГО УКСУСА (3%-ный ВОДНЫЙ РАСТВОР УКСУСНОЙ КИСЛОТЫ). РАССЧИТАЙТЕ ОБЪЕМ ГАЗА (Н.У.), КОТОРЫЙ ВЫДЕЛЯЕТСЯ ПРИ ОБРАБОТКЕ 1,58 г KMnO4 ИЗБЫТКОМ ТАКОГО РАСТВОРА.

Решение

1. Химизм процесса выражается уравнением

2 KMnO4 + 5Н2О2 + 6 СН3СООН= 2Mn(СН3СОО)2 +5О2↑ + 2 СН3СООК +8Н2О

Ионы Mn2+ менее опасны в сравнении с ионами MnO4-.

2. По уравнению: ν (О2)=2,5· ν (KMnO4), где

ν (KMnO4)= m (KMnO4)/ М (KMnO4)= 1,58 г / 158 г/моль =0,01 моль

ν (О2)= 2,5·0,01 =0,025 моль;

3. V (O2) = Vm· ν (О2) =22, 4 /моль· 0,025 моль= 0, 56 л

Ответ: V (O2) (н.у.) = 0, 56 л.

ЗАДАЧА 2. ДОПУСТИМО ЛИ ОДНОВРЕМЕННОЕ ВВЕДЕНИЕ ВНУТРЬ БОЛЬНОМУ FeSO4 и NaNO3, УЧИТЫВАЯ, ЧТО СРЕДА В ЖЕЛУДКЕ КИСЛАЯ?

Решение

φ 0Fe3+/Fe2+=+0,77 B; φ0NO2-/NO =+0,99 B.

Так как φ0NO2-/NO > φ 0Fe3+/Fe2+, то окислитель NO2-,а восстановитель Fe2+.

Ер-ции= 0,99-0,77 =0,22 В

2FeSO4 + 2NaNO2+ 2 H2SO4→ Fe2 (SO4)3 + 2NO +Na2SO4+2H2O$

2Fe2+ -2e →2Fe3+ │1

NO2- + 2H+ + 1e → NO +H2 O │2

-------------------------------------------------

2Fe2++2 NO2- + 4H+→2Fe3+ + 2 NO +2H2O

Ответ: FeSO4 и NaNO2 в кислой среде взаимодействуют, поэтому их одновременное введение недопустимо.

ЗАДАЧА 3. ЖЕЛЕЗНУЮ ПЛАСТИНКУ МАССОЙ 5,2 г ВЫДЕРЖИВАЛИ В РАСТВОРЕ, СОДЕРЖАЩЕМ 1,6 г CuSO4. ЧЕМУ СТАЛА РАВНА МАССА ПЛАСТИНКИ ПОСЛЕ ОКОНЧАНИЯ РЕАКЦИИ?

Решение

Согласно положению в ряду напряжений железо вытесняет медь из раствора соли: Fe + CuSO4 →Cu↓+ FeSO4

M (CuSO4) = 160 г/моль

Количество меди, выделившейся на железной пластинке равно:

ν (Cu)= ν CuSO4=m (CuSO4) / M (CuSO4) =1,6/ 160 = 0,01моль

ν Fe= m (Fe) / А (Fe)= 5,2 /56 =0,093 моль

CuSO4 находится в недостатке по уравнению реакции ν Fe = ν Cu, следовательно в реакцию вступило 0, 01 моль Fe и образовалось 0, 01 моль Cu.

Масса пластинки после реакции равна:

m =5, 2 + m (Cu) - m (Fe)=5,2 +0,01·64 – 0,01·56 = 5,28 (г)

Ответ: масса пластинки равна 5,28 (г).

ТЕСТОВЫЙ КОНТРОЛЬ ПО ТЕМЕ d-МЕТАЛЛЫ

1. ПИРИТ ЖЕЛЕЗА (П) ИМЕЕТ ФОРМУЛУ:

1) FeSO4

2) Fe2S

3) FeS2

4) FeO

Правильный ответ: 3)

2. ВЫСШУЮ СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ МАРГАНЕЦ ПРОЯВЛЯЕТ В:

1) К2MnO4

2) MnSO4

3) KМnO4

4) MnO2

Правильный ответ: 3)

3. РЕАКЦИЯ ГИДРОЛИЗА ПО ПЕРВОЙ СТУПЕНИ FeCI3:

1) FeОНС12

2) Fe(ОН)2С1

3) Fe(ОН)3

4) не гидролизуется

Правильный ответ: 1)

4. СОКРАЩЕННОЕ ИОННОЕ УРАВНЕНИЕ FE2+ + 2ОН-→ FE(ОН)2 СООТВЕТСТВУЕТ ВЗАИМОДЕЙСТВИЮ:

1) FeSO4 и КОН

2) FeS и КОН

3) FeС12 и NaOH

4) Fe(NO3)2 и А1(ОН)3

Правильный ответ1)

5. ИОН CU2+ ИМЕЕТ ЭЛЕКТРОННУЮ ФОРМУЛУ:

1) 3 d94S2

2) 3d104S14P0

3) 3d94S04P0

4) 3d104S0

Правильный ответ: 3)

6. К.Ч. Fe2+ В ГЕМОГЛОБИНЕ

1) +2

2) +3

3) 4

4)6

Правильный ответ: 4)

7. КАКОМУ ИОНУ СООТВЕТСТВУЕТ ФОРМУЛА: 1S22S22P63S23P63d6

1) As5+

2) Ca2+

3) Fe2+

4) Br-3

Правильный ответ:3)

8. УКАЖИТЕ СУММУ КОЭФФИЦИЕНТОВ ПЕРЕД ФОРМУЛАМИ, ВСЕХ ВЕЩЕСТВ В ОВР, ПРОТЕКАЮЩЕЙ ПО РЕАКЦИИ:

KМnO4 + SO2 + Н2О→ K2SO4+ MnSO4+ H2SO4

1) 10

2) 12

3) 14

4) 13

Правильный ответ:3)

9. УКАЗАТЬ СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ ЦИНКА В К2 [Zn(OH)4]:

1) 0

2) +2

3) -2

4) +4

Правильный ответ: 2)

10. ИОН Mn7+ В ПРИСУТСТВИИ ОКИСЛИТЕЛЯ В КИСЛОЙ СРЕДЕ ОКРАШИВАЕТСЯ В:

1) бурый цвет

2) зеленый цвет

3) малиновый

4) образует осадок

Правильный ответ: 3)

 

Химия d-элементов

Введение

d-элементы располагаются в подгруппах периодической таблицы. Из элементов наибольшее значение имеют. Они отличаются друг от друга заполнением орбиталей и называются переходными элементами.

В вышей степени окисления входят в состав атомов кислородах кислот, в низшей – ведут себя как катионы и т.д. Катионы средней степени окисления образуют амфотерные соединения.

В водных растворах многие переходные элементы с низшей степенью окрашены, причем цветом обладают ионы, имеющие недостроенную 18-электроную оболочку. Ионы переходных элементов обладают высокой способностью и комплексообразованию. Они образуют много цветных соединений, широко используемых в качественном анализе.

Переходные элементы легко вступают в реакции окисления- восстановления, которые часто являются характерными качествами реакциями.

Значимость изучаемых элементов

Элементы имеют важное значение в медицине, так как входят в состав многих медицинских препаратов. Соединения хрома и используется при провидении анализа и синтеза лекарственных препаратов.

Соединения железа – железо восстановленное, глицерофосфатом лактат, сульфат аскорбинат, ферроцен, ферковен, феррум-лек – являются ценными средствами для лечений заболеваний крови.

Из соединений марганца как дезинфицирующее средство применяют.

Препараты, содержащие кобальт – витамин В12 (цианокобаламин), коамид,ферковен- способствуют кроветворению.

Препараты меди-сульфат и цитрат используют как вяжущие, антисептические и прижигающие средства, в малых дозах соли меди входят в состав средств, улучшающих кроветворение.

Соединение серебра- протаргол, колларгол – антисептические вяжущие средства, обладает прижигающим действием. Из соединений цинка - применяют в растворах в качестве антисептического средства, оказывает высушивающее и дезинфицирующее действие (используется в мазях).

Соединение ртути – дихлорид,оксидцианид, дииодит, амидохлорид, оксид и многохлорид ртути – активные антисептики и противовоспалительные средства.

Соединения ртути ядовиты и требуют при работе с ними осторожности.

Кадмий и никель входят в составе многих реактивов для фармацевтического анализа.

Лабораторная работа

«Химические свойства d-элементов».

Хром

Химические свойства гидроокиси хрома Cr(OH)3

Опыт 1. В пробирку налить 2-5 капель соли хрома III и добавить по каплям 2э раствора NaOH до выпадения серо-зеленого осадка Cr(OH)3. Доказать амфотерность полученного соединения, написать реакции происходящие при этом.

Опыт 2. а) Окисление трехвалентного хрома перекисью водорода

Выплолнение реакции:

К 3-5 каплям исследуемого раствора прибавить 3-5 капель 2э раствора щелочи и 3-5 капель 3%-ного раствора перекиси. Раствор прокипятить до полного прекращения выделения пузырьков кислорода. В присутствии хрома раствор окрашивается в желтый цвет.

2 Cr(OH)3 + 2Н2О2 + 4 NaOH → 2Na2CrO4 +8H2O

Выполнение реакции:

а) к 3-5 каплям исследуемого раствора прибавить 3-5 капель 2э раствора щелочи и 3-5 капель 3%-ного раствора перекиси водорода или кристаллик перекиси натрия. Раствор прокипятить до полного прекращения выделения пузырьков кислорода. В присутствии хрома раствор окрашиваемся в желтый цвет.

Характерные реакции ионов трехвалентного хрома

1. Едкие щелочи NaOH,KOH дают с Cr 3+осадок серо-фиолетового или серо-зеленого цвета, обладающий амфотерными свойствами. Образующиеся, при действии щелочей на Cr(OH)3 хромиты NaCrO2 и KCrO2 окрашены в ярко-зеленый цвет. В отличие от алюминатов они необратимо разлагаются при кипячении (гидролиз) с образованием Cr(OH)3:

NaCrO2 + 2H2O → Cr(OH)3↓ + NaOH

2. Аммиак NH4OH и соли слабых кислот (Na2CO3, (NH4)2S и др. также осаждают Сr3+ в виде Cr(OH)3, по-скольку полное осаждение достигает при рН=6, оно происходит так же и при действии аммонийной буферной смеси (NH4OH + NH4CI), создающей рН=8-10

3. Гидрофосфат натрия Na2HPO4 дает с Сr3+ зеленоватый осадок CrPO4. Осадок растворим в минеральных кислотах и щелочах.

4. Окисление хрома (III) до хрома (VI) могут быть осуществленны действием различных окислителей, например H2O2,Na2O2,CI2, KMnO4, (NH4)2S2O8 и т.п. В щелочной среде образуются CrO42-–ионы. Окисление в кислой среде приводит к образованию Cr2O72-–ионов. Учитывая сказанное, рассмотрим оба случая окисления отдельно.

а) Окисление в щелочной среде. К 2-3 каплям раствора хрома (III) прибавляют 4-5 капель 2э раствора NaOH, 2-3 капли 3%-ого раствора перекиси водорода и нагревают несколько минут до тех пор, пока зеленая окраска раствора не перейдет в желтую. Перекись водорода можно заменить перекисью натрия (которая при взаимодействии с водой образует H2O2 и NaOH) или бромной (либо хлорной) водой.

2CrO2- + 3 H2O2 + 2OH-→ 2 CrO42- +4H2O

При действии бромной водой реакция идет по уравнению:

2CrO2- + 3 Br2 + 8OH-→ 2 CrO42- + 6 Br-+4H2O

б) Окисление в кислой среде может быть осуществлено действием , KMnO4, (NH4)2S2O8 и др. сильных окислителей. Рассмотрим, например, действие персульфата аммония (NH4)2S2O8 на Cr2(SO4)3

Реакция протекает по уравнению:

2Cr3+ +2 S2O82- + 7 H2O →Cr2O7 2- +6 SO42- + 14H+

Аналогично персульфату действует на Cr3+перманганат калия:

2Cr3+ +2 MnO42- + 5 H2O →2 MnO(OH)2↓+ Cr2O7 2- +6H+

Реакция сопровождается образованием бурого осадка марганцовистой кислоты MnO(OH)2 и идет при нагревании. То обстоятельство, что здесь образуется, а не соль марганца (II), как это бывает при реакции окисления перманганатом в кислой среде, объясняется тем, что реакцию проводят в слабокислой среде.

Железо

Реакции Fe3+–ионов.

Растворы солей железа III имеют желтую или красно-бурую окраску.

1. Едкие щелочи NaOH, KOH и аммиак NH4OH дают с Fe3+ красно-бурый осадок Fe(OH)3. В отличие от AI(OH)3 и Cr(OH)3 гидроокись железа практически не обладает амфотерными свойствами и поэтому нерастворима в избытке щелочи (испытайте). Так как полное осаждение Fe(OH)3 достигается при рН = 3,5 она осаждается также при действии аммиака и смесей его с аммонийными солями.

2. Ацетат натрия CH3COONa дает с Fe3+ на холоде растворимое в воде комплексное соединение красного цвета [Fe3(CH3COO)6O]+. При нагревании это соединение выпадает в осадок.

3. Карбонаты щелочных металлов и аммония образуют с Fe3+ бурый осадок основных солей, которые при нагревании превращаются в гидроокись.

4. Роданид аммония или NH4SCN или KSCN дает с Fe3+ роданиды железа, окрашивающие раствор в кроваво- красный цвет. Это одна из чувствительных и наиболее важнейших реакций Fe3+.

Fe3+ + 6 SCN-→[Fe(SCN)6]3-

5. Гексацианоферрат (II) калия K[Fe(CN)6] или «желтая кровяная соль» образует с Fe3+ темно синий осадок «берлинской лазури».

4Fe3+ + 3[Fe(CN)6]4- → Fe4[Fe(CN)6]3

Этой реакции благоприятствует умеренное подкисление раствора, при сильном подкислении осадок растворится. Щелочи разлагают «берлинскую лазурь» с выделением Fe(OH)3. Проверьте это, запишите уравнение реакции.

6. Гидрофосфат натрия Na2HPO4 образует с Fe3+ бледно-желтый осадок FePO4,

Fe3+ + 2HPO42-→ FePO4↓ +H2PO4-

растворимый в сильных кислотах, но нерастворимый в уксусной кислоте (испытайте).

Реакции Fe2+– ионов

Растворы солей железа (II) окрашены в бледно-зеленый цвет. Разбавленные растворы бесцветны.

1. Едкие щелочи NaOH, KOH и осаждают Fe2+ в виде Fe(OH)2↓:

Без доступа воздуха выпадает осадок белого цвета. В обычных условиях в результате частичного окисления он имеет грязно-зеленую окраску. Конечный продукт окисления Fe(OH)3. Осадки Fe(OH)2 и Fe(OH)3 растворяются в щелочах. Убедитесь в этом.

2. Аммиак NH4OH также осаждает Fe(OH)2 , но осаждение это не полное. В присутствии солей аммиака Fe(OH)2 совсем не осаждается. Причина заключается в сравнительно большой величине произведения растворимости Fe(OH)2 (ПР =1·10-15), которое не достигается при концентрации OH-, создаваемой аммонийной буферной смесью.

3. Карбонаты щелочных металлов и аммония дают с Fe 2+ белый осадок FeCO3 быстро буреющий на воздухе вследствие окисления с образованием Fe(OH)3 .

4. Гексацианоферрат (III) калия K3[Fe(CN)6 - «красная кровяная соль» образует с Fe2+ синий осадок «турнбулевой сини». Осадок нерастворим в кислотах, но разлагается в щелочах. Эта реакция наиболее характерна для Fe2+. Запишите уравнение реакции:

Fe3[Fe(CN)6] + 6 NaOH = 3 Fe(OH)2 + 2 Na3[Fe(CN)6]

Выполнение реакции:

К 2-3 каплям исследуемого раствора добавить 2-3 капли 2э раствора HCI и 2-3 капли раствора K3[Fe(CN)6].

5. Окисление Fe2+ до Fe3+. Ион Fe2+ представляет собой довольно сильный восстановитель и способен окисляться при действии ряда окислителей, например H2O2, KMnO4, K2Cr2O7 в кислой среде. Остановимся подробнее на окислении азотной кислотой. Реакция идет по уравнению: 3Fe2+ + 4H+ + NO3-→3Fe3+ + 2H2O + NO↑

Для выполнения реакции берут 2-3капли раствора соли железа (II), прибавляют 2 капли 2э раствора H2SO4 и 1-2 капли 6э раствора HNO3. Нагревают до исчезновения бурой окраски, зависящей от образования нестойкого комплексного соединения [Fe(NO)]SO4, которое при нагревании разлагается.

Та же реакция происходит при растворении в азотной кислоте сульфида железа II:

FeS↓ + 4H+ + NO3- → Fe3+ + S↓ +2H2O + NO↑

Окисление Fe2+ в щелочной среде может быть осуществлено, например, действием H2O2:

2Fe2+ + 4OH- + H2O2 → 2Fe(OH)3

Реакции –Mn2+ ионов.

Растворы солей марганца имеют бледно-розовый цвет. Разбавленные растворы бесцветны.

1. Едкие щелочи NaOH,KOH образуют с Mn2+ белый осадок Mn(OH)2, растворимый в кислотах, но не растворимый в щелочах:

Mn2+ + 2 OH- →Mn(OH)2

Осадок быстро буреет на воздухе вследствие окисления Mn2+ до марганца (IV) т.е. вследствие образования марганцоватистой кислоты MnO(OH)2 (или H2MnO3). Если, кроме щелочи, подействовать на соль марганца (II) окислителем (перекисью водорода или бромной водой), то MnO(OH)2 образуется сразу, выпадая в виде темно- бурого осадка

Mn2+ + 2 OH- + H2O2 → MnO(OH)2 ↓ + H2O

Получите Mn(OH)2 по обменной реакции. Отметьте его цвет. Осадок вместе с раствором разлейте в четыре пробирки. Первую оставьте стоять на воздухе, в три другие прилейте: в первую -2э раствор соляной кислоты, во вторую – 2э раствор щелочи, в третью – 5-8 капель бромной воды: что наблюдается в каждом случае? В какой из пробирок осадок растворяется? Какие свойства проявляет гидроксид марганца (II)? Напишите уравнение реакции (в молекулярном и ионном виде).

2. Гидролиз солей марганца (II). Запишите уравнение реакции гидролиза солей марганца (II). Исследуйте реакцию среди растворов солей марганца (II).

3. Окисление Mn2+до MnO4-. Соединение марганца (II), соответствующие низшей степени окисления, являются восстановителями:

а) Окисление перекисью водорода:

MnSO4 + H2O2 +2KOH → MnO2 + K2SO4 +2H2O

Mn2+ +4OH- -2e → MnO2 +2H2O

H2O2 + 2 e → 2OH-







ЧТО ТАКОЕ УВЕРЕННОЕ ПОВЕДЕНИЕ В МЕЖЛИЧНОСТНЫХ ОТНОШЕНИЯХ? Исторически существует три основных модели различий, существующих между...

ЧТО ПРОИСХОДИТ, КОГДА МЫ ССОРИМСЯ Не понимая различий, существующих между мужчинами и женщинами, очень легко довести дело до ссоры...

Конфликты в семейной жизни. Как это изменить? Редкий брак и взаимоотношения существуют без конфликтов и напряженности. Через это проходят все...

Что делает отдел по эксплуатации и сопровождению ИС? Отвечает за сохранность данных (расписания копирования, копирование и пр.)...





Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском гугл на сайте:


©2015- 2024 zdamsam.ru Размещенные материалы защищены законодательством РФ.