ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА СОЕДИНЕНИЙ МЕТАЛЛОВ, ПРОЯВЛЯЮЩИХ ПЕРЕМЕННУЮ СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ

П р а к т и ч е с к а я  р а б о т а   ОКИСЛИТЕЛЬНО­ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ  СВОЙСТВА СОЕДИНЕНИЙ МЕТАЛЛОВ,  ПРОЯВЛЯЮЩИХ ПЕРЕМЕННУЮ  СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ Теоретические сведения. Свойства   металлов   зависят   не   только   от   структуры   внешнего,   но   и предвнешнего   электронного   слоя.   Как   правило,   металлы   с   недостроенным предпоследним   электронным   слоем   проявляют   переменную   валентность. Атомы этих металлов теряют электроны вначале с наружного слоя, а при дальнейшем окислении – с последующего, недостроенного слоя. Например, атом марганца, имеющий послойное расположение электронов: 2, 8, 13 (8 + 5), 2, проявляет степень окисления от +2 до +7. Ионы   одного   и   того   же   металла,   но   различной   степени   окисления, обладают различными свойствами (Fe2+ и Fe3+). С   другой   стороны,   одинаковая   валентность   ионов   различных   металлов влечет   за   собой   большое   сходство   в   свойствах   даже   в   том   случае,   когда металлы  расположены  в  различных группах периодической системы (Mn2+, Fe2+, Zn2+). При проявлении валентности I, II, III металлы дают ионы, которые могут существовать в растворе в свободном состоянии. Если же металл проявляет 2–, более высокую валентность, то он входит в состав сложных ионов (CrO4 MnО4ˉ и др.). Соединения, в которых металлы проявляют высшую степень окисления, (+6),   обладают   ярко   выраженными (+7),   K2Cr2O7  например   KMnO4  окислительными свойствами. Ионы металлов с низшей степенью окисления, например Mn2+, Sn2+, Fe2+, являются обычно восстановителями. Выполнение работы. О п ы т   1. Качественные реакции на ионы Fe2+ и Fe3+. 1.   Налить   в   пробирку   1–2 мл   свежеприготовленного   раствора   сульфата железа   (+2)   и   прибавить   несколько   капель   красной   кровяной   соли   – К3[Fe(CN)6]. Наблюдать образование осадка турнбулевой сини Fe3[Fe(CN)6]2. Написать ионное уравнение реакции. 2. К 1–2 мл раствора хлорида железа (III) прилить желтой кровяной соли К4[Fe(CN)6].   Наблюдать   выпадение   синего   осадка   берлинской   лазури Fe4[Fe(CN)6]3. Пробирки сохранить. Написать ионное уравнение реакции. О п ы т   2. Окисление ионов Fe2+ в Fe3+.В   пробирку   с   раствором   сульфата   железа   (II)   прилить   1–2 мл   хлорной воды.   Обратить   внимание   на   изменение   цвета   раствора.   Составить электронные уравнения для процесса окисления и процесса восстановления. Написать уравнение реакции окисления хлором ионов Fe2+ в ионы Fe3+. О п ы т   3. Окислительные свойства ионов Fe3+. Налить в пробирку 2–3 мл раствора хлорида железа (III) и добавить по нескольку   капель   растворов   иодида   калия   и   крахмального   клейстера. Наблюдать появление синего окрашивания. На что оно указывает? Составить электронные уравнения для процессов окисления и процессов восстановления. Написать уравнение реакции окисления иона Iˉ ионом Fe3+. О п ы т   4. Окисление ионов Cr3+ в ионы Cr6+. Налить в пробирку 2–3 мл раствора соли трехвалентного хрома и добавить по каплям раствор щелочи, до растворения образующегося вначале осадка гидроксида хрома (III). Написать уравнения реакций: а) получения гидроксида хрома (III); б) образования хромита натрия или калия (KCrO2 или NaCrO2). К   полученному   раствору   добавить   хлорной   воды.   Как   изменяется   цвет раствора? Реакция протекает по следующей схеме: KCrO2 + CI2 + KOH  K2CrO4 + KCI + H2O Составить   электронные   уравнения   для   процессов   окисления   и восстановления и полное уравнение реакции (методом полуреакций). О п ы т   5. Окислительные свойства ионов Cr6+. Налить   в   пробирку   2–3   мл   раствора   бихромата   калия   (K2Cr2O7), подкислить   серной   кислотой   (3–5   капель)   и   добавить   2–3   мл   раствора сульфита   натрия   (Na2SO3).   Наблюдать   появление   зеленой   окраски, характерной для ионов Cr3+. Реакция протекает по следующей схеме: K2Cr2O7 + Na2SO3 + H2SO4  Cr2(SO4)3 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O Составить   электронные   уравнения   для   процессов   окисления   и восстановления и полное уравнение реакции (методом полуреакций). О п ы т  6. Окислительные свойства KMnO4 в зависимости от реакции среды. 1.   В   пробирку   с   1–2 мл   раствора   KMnO4,   подкисленного   несколькими каплями   серной   кислоты,   прилить   4–5   мл   раствора   сульфита   натрия. Наблюдать исчезновение фиолетовой окраски, характерной для иона MnO4ˉ. Реакция идет по схеме:KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4  MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O Составить   электронные   уравнения   для   процессов   окисления   и восстановления и полное уравнение реакции (методом полуреакций). 2. Налить  в пробирку 1–2 мл раствора KMnO4 и добавить 4–5 мл раствора сульфита натрия. Наблюдать через некоторое время выделение из раствора бурых хлопьев MnO2. Реакция идет по схеме: KMnO4 + Na2SO3 + H2O  MnO2 + Na2SO4 + КОН Составить   электронные   уравнения   для   процессов   окисления   и восстановления и полное уравнение реакции (методом полуреакций). 3. Налить в пробирку 1–2 мл раствора KMnO4, 1–2 мл концентрированного раствора   сульфита   натрия.   Наблюдать   появление   зеленой   окраски, характерной для ионов MnO4 2–. Реакция идет по схеме: KMnO4+ Na2SO3 + КОН  К2MnO4 + Na2SO4 + H2O Составить   электронные   уравнения   для   процессов   окисления   и восстановления и полное уравнение реакции (методом полуреакций). Сделать вывод о восстановлении KMnO4 в зависимости от реакции среды.