Окислительные свойства перманганата калия

а) К раствору соли железа (II), подкисленному H₂SO₄, прибавляют по каплям разбавленный раствор перманганата калия и наблюдают его обесцвечивание. Реакция идет по уравнению:

Обесцвечивание KMnO₄ происходит и при добавлении его к нагретому почти до кипения подкисленному раствору щавелевой кислоты или ее соли:

Восстановление MnO₄ до Mn²⁺ достигается также действием перекиси водорода, играющей здесь роль восстановителя:

К 1 мл KMnO₄ прибавить 1 мл 2э H₂SO₄ и 3-5 капель 10%-го раствора пероксида водорода. С помощью тлеющей лучины проверьте выделение кислорода.

б) Восстановление перманганата калия сульфитом натрия

В три пробирки налить 1-2 мл перманганата калия. В одну из них, добавьте 1 мл 2э раствора серной кислоты, в другую столько же воды, в третью 1 мл 2э раствора NaOH.. Во все три пробирки добавьте несколько кристалликов сульфита натрия. Наблюдайте изменение окраски раствора в каждой из пробирок. Напишите уравнения реакций, происходящих в пробирках. В какой из пробирок окислительные свойства MnO₄^- проявляются в наибольшей степени и чем это объясняется?

в) Окисление перманганатом калия сульфата марганца.

К 2-3 мл раствора перманганата калия добавьте столько же раствора сульфата марганца. Что наблюдается? Какую реакцию имеет раствор? Проверить его индикаторной бумажкой. Составьте уравнение реакции.

Сделать общий вывод относительно окислительно-восстановительных свойств перманганат-иона.

1. Соляная кислота с ионами Ag⁺ образует белый творожистый осадок хлорида серебра, растворимый в растворе аммиака, цианида калия KCN и тиосульфата натрия Na₂S₂O₃. При этом образуются комплексные ионы:

При подкислении аммиачного раствора хлорида серебра азотной кислотой или при прибавлении раствора KI выпадают осадки: в первом случае - белый AgCI, во втором – светло-желтый AgI, который значительно менее растворим, чем AgCI. Уравнение реакции разрушения аммиачного комплекса азотной кислотой:

Взаимодействие аммиачного комплекса с йодидом калия выражается уравнением:

К 2-3 каплям исследуемого раствора прибавить 2-3 капли 2э раствора HCI. Прозрачную жидкость слить с осадка. Осадок растворить в растворе аммиака (добавить по каплям). К полученному прозрачному аммиачному раствору прилить 2э раствор HNO₃до кислой реакции (проба на лакмус) или прилить раствор KI. В присутствии серебра появляется муть.

2. Хромат калия K₂CrO₄ и биохромат калия K₂Cr₂O₇ образуют кирпично-красный осадок хромата серебра Ag₂Cr₂O₇ Оба осадка легко растворяются в уксусной кислоте.

К 2-3 каплям исследуемого раствора прилить 2-3 капли 2 э раствора (NH₄)₂CO₃, если выпадет осадок, смесь отцентрифугировать. Одну каплю центрифугата поместить на фильтровальную бумагу, прибавить 2-3 капли 2э раствора уксусной кислоты и каплю K₂CrO_4.В присутствии серебра образуется краснокирпичный осадок или окрашенное пятно.

3. Хромат калия K₂CrO₄ образует с Ag⁺осадок кирпично-красного цвета:

2Ag⁺ + CrO₄^2- → Ag₂CrO₄↓. Осадок растворим в HNO₃ и в NH₄OH, но весьма трудно растворяется в CH₃COOH. Реакцию следует проводить при рН=7. В щелочной среде выпадает осадок окиси серебра (Ag₂O). В аммиачной среде и в сильнокислой среде осадок не образуется.

Гидрофосфат натрия Na₂HPO₄ образует с Ag⁺ желтый осадок Ag₃PO₄, растворимый в HNO₃ и в NH₄OH:

4. Растворы бромидов и иодидов (ионы Br^- и I^-) дают с Ag ⁺бледно-желтый осадок AgBr и желтый AgI:

AgI не растворяется в NH₄OH, в KCN или Na₂S₂O₃. Образует комплексы [Ag(CN)₂]^- и [Ag(S₂O₃)₂]^3-, менее диссоциированные по сравнению с [Ag(NH₃)₂]⁺, поэтому AgBr и AgI растворяются.

5. Восстановление Ag⁺ до металлического серебра. Ион Ag⁺ имеет сравнительно высокий стандартный потенциал (E₀=0.86B) и поэтому может быть восстановлен до металлического серебра различными восстановителями.

а) Восстановление формальдегидом HCOOH. В пробирку, очищенную от жира промыванием хромовой смесью и водой, помещают несколько капель раствора соли серебра и разбавляют 10 каплями воды. Туда же добавляют 8-10 капель 2э раствора NH₄OH и несколько капель разбавленного раствора формальдегида (формалина). При погружении в горячую воду на стенках ее образуется блестящее зеркало металлического серебра:

б) Восстановление ионами Mn²⁺. На полоску бумага наносят каплю раствора HCI. В центр получившегося влажного пятна помещают капилляр с раствором исследуемой соли серебра. При этом образуется осадок AgCI. Осадок тщательно промывают, поставив в центр пятна капилляр, содержащий столько воды, сколько ее может быть удержано капиллярными силами. Затем промытый осадок смачивают каплей раствора Mn²⁺ и действуют маленькой каплей концентрированного раствора NaOH. В присутствии Mn²⁺, который восстанавливает AgCI до металлического серебра, пятно чернеет. (удобнее использовать аммиачный раствор AgNO₃, для его приготовления к насыщенному раствору AgNO₃ прибавляют столько концентрированного аммиака, чтобы растворился осадок. Затем добавляют еще столько же аммиака, сколько его уже было приготовлено. При наличии этого реагента для обнаружения Mn²⁺ на полоску фильтрованной бумаги наносят последовательно каплю исследуемого раствора и каплю реагента. Реакция восстановления Ag⁺:

Растворы солей меди (II) окрашены в голубой или зеленый цвет.

1. Едкие щелочи NaOH и KOH образуют с Cu²⁺ голубой осадок, чернеющий при нагревании вследствии превращения в CuO

Гидроокись меди обладает слабо выраженными амфотерными свойствами и поэтому частично растворима в избытке NaOH или KOH (особенно при нагревании с образованием купритов.

В присутствии глицерина, винной, лимонной кислоты и некоторых других органических соединений, содержащих гидроксильные группы, Cu²⁺ - ион образует комплексные соединения синего цвета, не осаждаемые щелочами. Убедитесь в этом на опыте, прибавив к раствору соли меди несколько капель раствора глицерина или винной кислоты и подействовав щелочью.

2. Аммиак NH₄OH, прибавленный в небольшом количестве, осаждает основную соль зеленоватого цвета, например (CuOH)₂SO₄, легко растворимы в избытке реагента. При рН>9 образуется аммиачный комплекс интенсивно синего цвета. В ионном виде данная характерная реакция Cu²⁺может быть представлена уравнениями:

[Cu(OH)]₂SO₄↓ +8 NH₄OH → 2[Cu(NH₃)₄]²⁺ + SO₄^2- +2OH^- +8H₂O

При подкислении этот комплекс разрушается вследствие связывания молекулы NH₃ионами Н⁺ с образованием более устойчивого комплекса NH₄⁺. При этом синяя окраска раствора переходит в голубую (цвет Cu^2+-ионов). Убедитесь в этом на опыте.

3.Гексацианоферрат (11) калия K₄[Fe(CN)₆] при рН≤ образует с Cu²⁺ красно-бурый осадок гексацианоферрата (11) меди:

1. Запишите уравнения качественных реакций для ионов Fe³⁺, Fe²⁺, Cu²⁼, Co²⁺, Zn²⁺.

2. Почему многие соединения железа (11) на воздухе меняют окраску?

3. Объяснить повышенную способность d-элементов (особенно железа, кобальта, никеля) к комплексообразованию.

4. Написать формулы оксидов и гидроксидов d-элементов, проявляющих а) основные свойства, б) амфотерные, в) кислотные свойства. Чем объяснить различие в их свойствах?

5. Какие условия необходимы для перевода соединений Mn(IV) в производные Mn(II) и Mn(VI)? Приведите примеры реакций.

6. Какие продукты получаются при действии на перманганат калия концентрированной соляной кислоты? Написать уравнение реакции.

7. Какой объем 0,02 э раствора перманганата калия потребуется для полного окисления в кислой среде сульфита натрия, содержащего в 5 мл 0,011584 раствора Na₂SO₃?

8. Используя стандартные окислительно-восстановительные потенциалы, определить направление реакции:

Ш А группа элементов. Кроме бора, все элементы группы – металлы, образующие ионные соединения, теряя S- и Р- электроны, атомы превращаются в ионы Ме³⁺. После гибридизации образуют ковалентные связи типа sp², sp³. А1 – один из важнейших металлов.

Бор- неметалл, плохо проводит электрический ток. Его получают из боратов, из буры. Бор применяют в качестве поглотителя нейтронов в ядерных реакторах и при выплавке сталей. Он является активным элементом, легко реагирует с кислородом, галогенами и другими металлами, образуя ковалентные соединения.

Хотя алюминий наиболее распространенный в земной коре металл, и з руды его выделили примерно 150 лет назад, он был большой редкостью и был дороже золота. Издавна известны два соединения - прекрасные кристаллы, которые химики назвали квасцами – сульфат А1- калия. Другое соединение с основными свойствами назвали глинозем.

Дэви пытался в 1807 г получить А1 электролизером, он потерпел неудачу. Впервые А1 был получен в 1860 г. Смесь оксида А1, древесного угля и поваренной соли Девиль (франц. химик) нагрел в токе хлора. В результате получилось соединение Na₃AICI₆ – гексахлоралюминат натрия. Далее это соединение Девиль сплавил с избытком натрия, получил расплавленный алюминий (очень мало). В 1886 г американский студент (ему было 21 год) получил электролизом чистый алюминий. Производство алюминия требует больших затрат электроэнергии. Для получения 1 тонны алюминия необходимо примерно 150000 кВт/час, а расход графитовых электродов составляет примерно 0,7 т.

Применение. Плотность алюминия небольшая, он не коррозирует. Будучи совершенно нетоксичным, он представляет собой идеальный вариант для упаковки пищевых продуктов. Самолетостроение и автомобильная промышленность использует алюминий в больших количествах.

Алюминий хорошо проводит теплоту. Обладая хорошей теплопроводностью, используется в качестве термоизолятора. В качестве теплопроводника его применяют для изготовления кастрюль и кулинарной фольги. Алюминий отражает радиационное тепло (т. е. инфракрасные лучи). Преждевременно родившихся детей иногда заворачивают в алюминиевую фольгу, которая сохраняет теплоту, отражая теплоизлучение тела. Пожарные США используют костюмы, покрытые алюминием для отражения теплового излучения. Полированный алюминий используют в рефракторах автомобильных фар.

Алюминий хорошо проводит электричество и заменяет медь в электрических проводах. Мачты высоковольтных линий электропередач должны располагать, в случае алюминиевых проводов на больших расстояниях друг от друга, чем в случае медных. Так алюминий значительно легче. Чистый алюминий слишком мягок и поэтому используют его сплав (А1, Mg) или (А1, Mg, Cu), например в самолетах и кораблестроении. Все большее и большее число деталей машин делают из алюминия.

Алюминиевой рудой получают боксит AI₂O₃·2H₂O, который в качестве примесей содержит диоксид кремния и оксид железа (Ш). Их отделяют. Температура плавления AI₂O₃2050⁰С, поэтому для снижения температуры добавляют криолит Na₃AIF₆ и СаF₂.

Чистая поверхность алюминия немедленно реагирует с влагой воздуха, образуя рыхлый налет гидроксида алюминия (О₂удалить и добавить HgCI₂).

AI непосредственно реагирует с неметаллами: О₂, S, N, C (t) и галогенами, образуя соединения: AI₂O₃, A1₂S₃, A1N, A1₄C_3,A1HaI₃.

Из-за большой электроположительности алюминий используют для выделения других металлов (например, хрома) из их оксидов (алюмотермия).

HNO₃ пассивирует алюминий, увеличивая толщину оксидной пленки.

HCI, H₂SO₄ (довольно концентрированные) реагируют с алюминием, давая соли:

Щелочи реагируют с алюминием, выделяя водород и образуя алюминат:

Реакция начинается медленно и ускоряется по мере разрушения защитной пленки.

Ион А1³⁺ способен поляризовать электронную оболочку аниона, образуя ковалентную связь. AIF₃ – ионное соединение.

AIС1₃, AIBr₃, ALI₃ – ковалентные полярные связи.

В водном растворе ион А1³⁺стабилизирован координированными молекулами воды и существует в виде гексаакваалюминий – иона [AI(Н₂О)₆]³⁺.

Молекулы воды, являются растворителем (вода амфотерна), в данном случае она выступает как основание:

[AI(ОН) (Н₂О)₅]²⁺+ Н₂О↔[AI(ОН)₂ (Н₂О)₄]⁺ +Н₃О⁺

Т.е. образуются ионы оксония, и раствор становится кислым (как в гидролизе). В присутствии более сильных оснований (например, ОН^-, СО₃^2-, S^2-) ионы Н₃О⁺ удаляются и равновесие смещеется вправо. Сильные основания могут также удалить третий протон:

Образуется осадок гидратированного гидроксида алюминия. Если добавляется избыток гидроксид-ионов, протоны «отрываются» от осадка:

[AI(ОН)₃ (Н₂О)₃]_(тв)+ОН^--↔[AI(ОН)₄ (Н₂О)₂]_(водн)+Н₂О

При добавлении кислоты этот комплекс разрушается и выпадает осадок гидроксида алюминия.

А1³⁺ из-за большого заряда является хорошим коагулирующим агентом. Ионы адсорбируются на поверхности отрицательно заряженных коллоидных частиц. Поверхностный заряд уменьшается, и они слипаются, образуя осадок. Поэтому сульфат алюминия используют в установках по очистке воды для удаления коллоидных частиц органических веществ. АI, AI₂O₃, AI(ОН)₃ все амфотерны, т.е. реагируют и с кислотами и с основаниями.

Свойства элементов в группе значительно различаются. Члены группы проявляют валентности 2 и 4. Изменения в свойствах от углерода (неметалл) к свинцу (металл) выражены сильнее, чем в крайних группах периодической системы.

Электронная конфигурация валентных электронов: nS²nP² при движении сверху вниз по группе прочность ковалентных связей уменьшается и приводит к тому, что двухвалентность становится более характерной. В группе IV встречаются как ионные, так и ковалентные соединения. С, Si и Ge образуют ковалентные соединения, будучи

4-х валентными. Некоторые соединения олова и свинца иногда описывают как содержащие ионы Э⁴⁺. Но такие соединения преимущественно ковалентные.

Соединения олова (П) также преимущественно ковалентны, а свинца (П) – ионные. Возможности углерода ограничены октетом валентных электронов. Координационное число С никогда не превышает 4, т.к. число электронов в валентной оболочке углерода не может быть более 8. Другие элементы группы обладают большими возможностями. Углерод не образует комплексных ионов, а для остальных членов группы это возможно, например: SiF₆^2-, SnCI₆^2-, GeCI₆^2-, PbCI₆^2-. Устойчивость этих комплексов возрастает по мере увеличения электроположительности центрального атома. Углерод – единственный элемент группы, образующий прочные π – связи.

Углерод имеет несколько аллотропических модификаций, наиболее известные алмаз и графит и менее известные карбин и поликумулен, представляющие собой линейные цепные полимеры.

Алмаз является более плотной модификации - SP³, повышение плотности и устойчивости алмаза.

Искусственные алмазы можно получить из графита при высокой температуре и давлении, в присутствии катализатора (2000⁰С, 10⁵ атм.).

Графит находится в SP² гибридном состоянии и поэтому более реакционноспособный, чем алмаз.

Кремний и германий имеют структуру алмаза, температура плавления уменьшается из-за уменьшения энергий связей.

У олова две модификации: кубические плотно упакованные и вторая как у алмаза. Свинец существует только в одной металлической модификации с плотной кубической упаковкой.

Разница в свойствах первого и последнего элементов IV группа наибольшая (см. табл.3).

Цепеобразование – это способность образовывать связи между атомами одного и того же элемента. Углерод образует цепи и кольца с простыми, двойными и тройными связями. Для образования цепи элемент должен иметь валентность большую или равную двум, а связи Э-Э должны быть близкими по прочности связям Э с другими элементами, особенно связями Э-О. Если связи Э-О имеют большую энергию, чем Э-Э, взаимодействие с воздухом и водой приводит к образованию соединений, содержащих связи Э – О, а цепь Э-Э не образуется. Для кремния энергетически выгоднее образовывать связи – Si-О- Si-О -, а углерод С-С-С-С-

Углерод образует два оксида: СО и СО₂. Соединения углерода, в отличие от других членов 1У группы, не гидролизуются. Оксид углерода СО образуется при неполном сгорании угля и углеводородов. Он присутствует в выхлопных газах бензиновых двигателей внутреннего сгорания. При концентрациях выше 0,1% оксид углерода ядовит. Он особенно опасен, так как не имеет запаха и бесцветен.

СО имеет большое практическое значение как восстановитель: он восстанавливает железо из руд.

Электронная структура оксида углерода может быть представлена как: С≡О;

Наличие неподеленной электронной пары у атома С позволяет оксиду СО выступать в качестве лиганда при образовании карбонильных комплексов, например, [Cr(CO)₆]³⁺ и [Ni(CO)₄]²⁺.

CO₂ – диоксид углерода, (углекислый газ). Присутствиет в воздухе в количестве до 0,03%. Растения используют его в процессе фотосинтеза. Как растения, так и животные выделяют диоксид углерода при дыхании. СО₂ не имеет запаха и цвета, слабо растворяется в воде. Раствор (под давлением) углекислого газа в различных напитках имеет приятный вкус (лимонад, пепси-кола).

СО₂ не ядовит, тяжелее воздуха и не поддерживает горения. По этой причине используется в огнетушителях. Газ сжижается при комнатной температуре и давлении 60 атм. При быстром расширении сжатого газа образуется твердая углекислота («сухой лед») - белое кристаллическое вещество, твердый углекислый газ – удобный хладоагент, так как у него большая энтальпия испарения, причем он переходит в газообразное состояние, минуя жидкое. Поэтому его называют сухим льдом. В промышленности СО₂ получают как побочный продукт при производстве извести и при брожении сахара.

Оксид кремния SiO₂ – кварц, кремнезем. Кварц плавится при 1710⁰С, образуя вязкую жидкость. При застывании ее получают стекло. Кварцевой стекло пропускает инфракрасное и ульрафиолетовое излучение. Его используют для изготовления лабораторной посуды. Кремнезем применяют при производстве бетона, получении SO₂, получении фосфора и производстве абразивного материала – карбида кремния SiС.

Кварц применяют в электронном оборудовании, кварцевых часах. Ход их контролируется кристаллом кварца, колеблющимся в электрическом поле с частотой 32768 колебаний в секунду.

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

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

Что вызывает тренды на фондовых и товарных рынках Объяснение теории грузового поезда Первые 17 лет моих рыночных исследований сводились к попыткам вычислить, когда этот...

Система охраняемых территорий в США Изучение особо охраняемых природных территорий(ООПТ) США представляет особый интерес по многим причинам...

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