4. Восстановление хлорида хрома(III) перекисью водорода : 1) CrCl3+H2O2+NaOH Na2CrO4 +NaCl+H2O 4. Реакция восстановления дихромата калия : 1) K2Cr2O7+ HCl CrCl3+ Cl2+ KCl + H2O 2)


Чтобы посмотреть этот PDF файл с форматированием и разметкой, скачайте его и откройте на своем компьютере.
МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РФ


ФЕДЕРАЛЬНОЕ ГОСУДАРСТВЕННОЕ БЮДЖЕТНОЕ

ОБРАЗОВАТЕЛ
Ь
НОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ

ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ

«НИЖЕГОРОДСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ

УНИВЕРС
И
ТЕТ

им. Р.Е. АЛЕКСЕЕВА»

ДЗЕРЖИНСКИЙ ПОЛИТЕХНИЧЕСКИЙ ИНСТИТУТ (Ф
ИЛИАЛ)



Кафедра «ХИМИЯ»




СВОЙСТВА
d
-
ЭЛЕМЕНТОВ

И ИХ СОЕДИНЕНИЙ


М
ЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

для студентов направлений подготовки 140400, 151000, 190600, 220700, 230400,
240100, 240300, 260100, 280700 всех форм обуч
е
ния


В двух частях

Часть 1

d
-
Э
лементы V
l
,
Vll
,
Vlll

групп









Нижний Новгород 2
01
4

Составители
:

Л.Г. Лазарева
, В.Ф.Макаров



УДК 54
1


Свойства
d
-
элементов и их соединений
: метод. указания для
студентов направлений подготовки 140400, 151000, 190600, 220700,
230400, 240100, 240300, 260100, 280700 всех форм обучения
. В 2 ч. Ч. 1.


d
-
Элемен
ты
VI
,
VI
,
VIII

групп
/ НГТУ им. Р.Е. Алексеева; сост.:
Л.Г.Лазарева
,

В.Ф.Макаров.
-

Н. Новг
о
род, 201
4
.
-

3
7

с.







Методические указания
содержат задачи для самостоятельного
решения, указания к выполнению лабораторных работ, а также примеры
тестовых

и варианты домашних заданий
.






Редактор В.И. Бондарь







Подписано в печать.

30.01.
201
4
. Формат 60х84
1
/
16
. Бумага газетная.

Печать офсетная. Усл. печ.л. 2,
0
. Уч.
-
изд.л.
1
,
6
. Тираж 300 экз. Заказ .


Нижегородский государственный технический у
ниверситет им. Р.Е. Алексе
е
ва.

Типография НГТУ. 603950, Н. Новгород, ул. Минина, 24.



©Нижегородский госуда
р
ственный
технический ун
и
верситет

им. Р.Е. Алексеева, 201
4


3

1.
d
-
Э
ЛЕМЕНТЫ

V
I

ГРУППЫ

1.1. Вопросы и задания

1. Нахождение хрома, молибдена и вольфрама в природе. Свойства
металлических хрома, молибдена и вольфрама. Их получение и примен
е-
ние.

2.
Химические свойства хрома, молибдена и вольфрама. Характерные
для них степени окисления. Отношение к воздуху, воде и кислотам. Как
изменяется активность металлов в ряду хром

-

молибден
-

вольфрам

(п
о-
кажите на примерах взаимодействия с галогенами и кислотам
и)?

3
.

Оксид и гидроксид хрома(
II
). Приведите примеры реакций, в кот
о-
рых соединения хрома(
II
) проявляют восстановительные свойства. Для
чего применяется раствор хлорида хрома(II) в соляной кислоте?

4. Оксид и гидроксид хрома(
III
). Их получение и свойства.
Амфоте
р-
ность гидроксида хрома(
III
).

5. Катионные и анионные комплексы хрома(
III
). Их строение. Изом
е-
рия.

6. Соли хрома(
III
). Квасцы. Хромиты.

7. Соединения хрома(V
I
). Их получение, свойства и применение.

8. Xpoматы и дихроматы. Их взаимный переход.

9. Изоп
оликислоты. Структура их анионов. Как изменяется сила хр
о-
мовых кислот и их окраска по мере усложнения состава? Какая среда бл
а-
гоприятствует получению изополисоединений хрома? Что такое «хром
о-
вая смесь»?

10. Технический способ получения хроматов и дихромат
ов.

11. Как влияет характер среды на восстановительную активность с
о-
единений хрома(
III
) и на окислительную активность соединений хр
о-
ма(VI)? Приведите примеры.

12. Пероксид хрома, пероксохромовые кислоты и пероксохроматы.
Их свойства и структура. Получение
.

13. Высшие оксиды молибдена и вольфрама, соответствующие им
кислоты и соли. Полисоединения молибдена и вольфрама.

14. Кислотно
-
основной характер оксидов и гидроксидов хрома(II),
(III), (VI).

15. Хлорид диоксохрома(V
I
), хлорохромовая кислота.

16.
Карбонилы хрома, молибдена, вольфрама. Получение, свойства,
применение.

17. Закончить уравнения реакций:

1)
CrCl
3

+
NaOCl

+
NaOH


;

2) Cr
2
(S0
4
)
3

+ H
2
0
2

+ KOH →
;

3) K
2
Cr
2
0
7

+ KJ + H
2
SO
4


;

4

4) K
2
Cr0
4

+ H
2
0
2

+H
2
S0
4


;

5) K
2
Cr0
4

+(NH
4
)
2
S + H
2
0 →
;

6) Cr
2
O
3

+ K
2
S
2
O
7(
спл
.)


;

7) Cr(OH)
2

+ O
2

+ H
2
0 →
;


8) W + HF +
Н
N
О
3


;


9) K
2
Cr
2
0
7

+ KBr + H
2
S0
4


;


10) CrCl
3
+ KMnO
4

+ H
2
S0
4


;


11) K
2
Cr0
4

+ CO
2

+ H
2
0 →
;


12) CrO
3

+ KCl(
тв
) →
;


13) K
2
Cr
2
0
7

+ H
2
S0
4

(
конц
.) →
;

14) CrCl
3
+ Na
2
C0
3

+ H
2
0 →
;;


15) Cr
2
O
3

+ NaBrO
3

+ H
2
0 →
.


18. Закончить уравнения окислительно
-
восстановительных реакций:

1) K
2
Cr
2
0
7

+ S + H
2
SO
4


;

2) K
2
Cr
2
0
7
+ HI + H
2
SO
4



3) K
2
Cr
2
0
7

+ Na
2
S + H
2
SO
4


;

4)
А
l + K
2
Cr
2
0
7

+ H
2
SO
4


;

5) Na
3
[Cr(OH)
6
] + Cl
2

+ NaOH →
;

6)CrCl
3

+ NaBiO
3

+ NaOH

→ Bi(OH)
3

+
;


7) K
2
Cr
2
0
7

+FeS0
4

+ H
2
SO
4


;

8)
Cr
(
ОН
)
з

+
H
2
0
2
+
N
аОН


;

9) CrCl
3

+
В
r
2

+
КОН


;

10) K
2
Cr
2
0
7

+S0
2

+ H
2
SO
4


;

11) K
2
Cr
2
0
7

+
НС
l →
;

12) K
2
Cr
2
0
7

+ KN0
2

+ H
2
SO
4


;

13) Cr
2
0
3

+ Na
2
C0
3

+ KCl0
3


;

14) Na
3
Cr0
3

+ H
2
0
2

+ NaOH →
;

15)
Na
2
W
0
4

+
Zn

+
H
2
SO
4


W
2
0
3

+
.


19. Определите процентное содержание дихромата натрия в технич
е-
ском продукте, если 1 г последнего в кислой среде окисляет 3,38 г иодида
калия.

20. Какой объем 0,5 н. раствора дихромата калия потребуется для
полного окисления в кислой среде

22 г иодида калия?

21. При нагревании дихромата аммония было собрано 7 л азота при
27°С и 770 мм
.

рт. ст. Какое количество соли разложилось?

22. На восстановление 500 мл подкисленного раствора дихромата к
а-
лия потребовалось 560 м
л

сероводорода (н.у). Опред
елить молярную ко
н-
центрацию эквивалентов (нормальность) дихромата калия.

23. Каким объемом 1 н. раствора хромата(VI) калия можно заменить в
реакции окисления
-
восстановления 1 л
итра

5%
-
ного раствора той же соли
плотностью 1,04 г/см
3
?

5

24. 560 мл сероводорода

(н. у.) оказалось достаточны для того, чтобы
восстановить 500 мл раствора дихромата аммония. Какова молярная ко
н-
центрация эквивалентов (нормальность) этого раствора?

25. Сколько литров оксида серы(IV) (н.у) потребуется для восстано
в-
лен
ия в сернокислом рас
творе 100 миллилитров

5,7%
-
ного раствора д
и-
хромата калия плотностью 1,04 г/см
3
?

26. Сколько м
и
л
лилитров

0,2 М раствора дихромата калия потребуе
т-
ся для окисления в сернокислом растворе 50 мл раствора сернистой ки
с-
лоты, содержащей

4% S0
2

плотностью 1,02 г/см?

27. Сколько граммов дихромата калия и сколько миллилитров 39%
-
ного раствора соляной кислоты плотностью 1,2 г/см следует взять, чтобы
с помощью выделившегося хлора окислить 0,1 моль хлорида железа(II) в
хлориде железа(III)?

28. Скольк
о литров хлора

(н.у.) выделится при взаимодействии 1 моля
дихромата натрия с избытком концентрированной соляной кислоты?

29. Что происходит при постепенном добавлении щелочи к раствору
соли хрома(III)? Сколько граммов едкого натра может прореагировать с

20
0 мл 10%
-
ного раствора сульфата хрома(III) плотностью 1,08 г/см?
Сколько миллилитров 1 н. раствора едкого натра потребуется для этого?

30. Как получить хромово
-
калиевые квасцы, исходя из дихромата к
а-
лия? Сколько граммов квасцов можно получить из 500 мл 5%
-
ного ра
с-
твора дихромата калия плотностью 1,1 г/см, если выход продукта 100%?

31. Какое количество нитрита калия потребуется для полного восст
а-
новления в кислой среде дихромата калия, содержащегося в 400 мл 0,1 М
раствора?

32. Сколько кристаллического дихр
омата калия необходимо взять для
приготовления 500 мл 0,4 н. раствора, используемого: а)

для обменных р
е-
акций
,

б) для окислительно
-
восстановительных реакций?

33. Сколько граммов дихромата калия потребуется для окисления
40мл 8%
-
ного раствора иодида калия п
лотностью 1,06 г/см
3

в серно
-
кислом растворе?

34. При каком значении
pH

среды начинается осаждение гидроксида
хрома(
III
) из 0,5М раствора сульфата хрома(
III
)? ПР
Cr
(
OH
)
3

= 6,3∙10
-
31

(293К).

35.
Рассчитайте количество тепла, выделившегося при получении 1 кг
хрома алюмотермическим методом.

36. Какую массу (в кг) хромата натрия можно получить при 1 кг хр
о-
мистого железняка?

37. Рассчитайте
pH

0,1 М раствора хлорида хрома(
III
), учитывая тол
ь-
ко первую ступень гидролиза (
K
3
Cr
(
OH
)
3

= 1,02∙10
-
10
).

6

38. Выпадет ли осадок при сливании 0,1 М растворов
Cr
2
(
SO
)
4

и щ
ё-
лочи?

39. Можно ли окислить ионы
Fe

2+
,
Bi

3+
,
NO
2
-

,
Mn

2+

хроматом калия в
кислой среде при стандартных условиях?

40. Какой объ
ём хлора (н.у.) необходим для окисления 0,5М раствора
хлорида хрома(
lll
) в щелочной среде?

41. Запишите химические формулы следующих веществ: 1) хромпик
а
,
2) хромист
ого

железняк
а
, 3) хромокалиевы
х

квасц
ов
, 4) хлорист
ого

хр
о-
мил
а
, 5) тетрахромат
а

натрия.


1.2. Примеры тестовых заданий

БИЛЕТ №1

1.В ряду
Cr

-

Mo

-

W

происходит:

1)
увеличение химической активности
;

2)
стабилизация высшей степени окисления
;

3)
понижение температуры плавления
;

4)
уменьшение энергии ионизации
;

5)
уменьшение атомных радиусов.


2.

Реакция окисления сероводорода дихроматом аммония:

1)
(NH
4
)

2
Cr
2
O
7
+ H
2
S + H
2
O = Cr(OH)

3

+ S +NH
4
OH+H
2
O
;

2)
(NH
4
)

2
Cr
2
O
7
+H
2
S+H
2
O = Cr
2
O
3
+NH
3
+SO
2
+H
2
O
;

3)
(NH
4
)

2
Cr
2
O
7
+H
2
S+H
2
O = Cr
2
O
3
+S+NH
3
+H
2
O
;

4)
(NH
4
)

2
Cr
2
O
7
+H
2
S+H
2
O = Cr
2
(SO )

3
+NH
4
OH +H
2
;

5)
(NH
4
)

2
Cr
2
O
7
+H
2
S+H
2
O = Cr(
OH)

3
+S+NH
3
+H
2
O
.


3.

Сколько граммов оксида хрома (
VI
) выпадет в осадок при

взаим
о-
действии 73,5 г
д
ихромата калия с концентрированной серной кислотой
?



1)
42 г
;

2) 50 г
;

3) 37 г
;

4) 61 г
;

5) 58 г
.


4.

Соединения хрома (
II
):

1)
сильные окислители
;

2)
обладают
амфотерными свойствами
;

3)
сильные восстановители
;

4)
не взаимодействуют с кислотами
;

5)
обладают кислотными свойствами
.


5.

В ряду
Cr

-

Mo

-

W

наблюдается повышение температуры плавл
е-
ния, это связано с тем, что:

7

1)
усиливается ковалентная связь в металлическом кристалле

за счет
d
-
электронов
;

2)
увеличивается заряд ядра
;

3)
увеличивается металлический атомный радиус
;

4)
ковалентная связь в металлическом кристалле ослабляется
;


5)
уменьшается энергия ионизации.


БИЛЕТ № 2

1.

Вольфрам является:

1)
сильным восстановителем
;

2)
самым тугоплавким
из металлов
;

3)
самым редким металлом
;

4)
более активным металлом, чем хром
;

5)
самым легким металлом.


2.

Почему в реакциях окисления
-
восстановления хромат может являться
только окислителем
?

1)
в молекуле слаба связь С
r
-
O
;

2)
хром находится в минимальной степени окисления
;

3)
хром находится в максимальной степени окисления
;

4)
стандартный электродный потенциал этих реакций велик
;

5)
хроматы
-

соли сильной хромовой кислоты.


3.

Хром не взаимодействует с концентрированными серной и азотной
кислотами, это связано с тем, что:

1)
на поверхност
и металла образуется прочная пленка гидрооксида
хрома
;


2)
образовавшаяся соль хрома препятствует дальнейшему доступу
кислоты
;

3)
реакция экзотермическая, процесс возможен при низких темпер
а-
турах
;

4)
на поверхности металла образуется прочная оксидная пленка С
r
2
O
3

;

5)
концентрированные
HNO
3

и
H
2
SO
4

-

слабые окислители
.


4.

Сколько литров азота выделится при нагревании 2,5 моль дихром
а-
та аммония
?

1)
40 л
;

2) 60 л
;

3) 37 л
;

4) 58 л
;

5) 56 л.


5.

Реакция окисления диоксида серы бихроматом калия:

1)
K
2
Cr
2
O
7
+ SO
2
+ H
2
SO
4
= Cr
2
O
3
+ K
2
SO
4
+H
2
O
;

8

2)
K
2
Cr
2
O
7
+ SO
2
+ H
2
SO
4
= Cr(OH)

3
+ SO
3
+ K
2
SO
4
+H
2
O
;

3)
K
2
Cr
2
O
7
+ SO
2
+ H
2
SO
4
= Cr(SO
4
)

3
+ K
2
SO
4
+SO
3
+ H
2
O
;

4)
K
2
Cr
2
O
7
+ SO
2
+ H
2
SO
4
= Cr
2
(SO
4
)

3
+ K
2
SO
4
+ H
2
O
;

5)
K
2
Cr
2
O
7
+ SO
2
+ H
2
SO
4
= Cr
2
O
3
+ KOH + SO
3
+H
2
O
.


БИЛЕТ № 3

1.

Каким из способов получают относительно
чистый хром
?

1)
гидролизом раствора
CrCl
3
;

2)
гидролизом расплава
CrCl
3
;

3)
магнийтермическим методом
;

4)
многостадийной обработкой хромистого железняка
;

5)
методом алюминотермии
.


2.

Вычислить эквивалентную массу
K
2
Cr
2
O
7

, если в ходе реакции в
кислой среде хром восстанавливается до
Cr
3+
.

1)
50г/моль
;

2) 49г/моль
;

3) 36г/моль
;

4) 147г/моль
;

5) 150г/моль
.



3.

Наиболее устойчивой степенью окисления для хрома является :

1)
+2
;

2) +6
;

3) +3
;

4) +2 и +6
;

5) +3 и +2
.


4.

Восстановление хлорида хрома(
III
) перекисью водорода :

1)
CrCl
3
+H
2
O
2
+NaOH =Na
2
CrO
4

+NaCl+H
2
O
;

2)
CrCl
3
+H
2
O
2
+NaOH =Na
2
Cr
2
O
7

+NaCl+H
2
O
;

3)
CrCl
3
+H
2
O
2
+NaOH =CrCl
6

+NaCl+H
2
O
;

4)
CrCl
3
+H
2
O
2
+NaOH =Cr
2
Cl
3
+Na
2
CrO
4

+H
2
O
;

5)
CrCl
3
+H
2
O
2
+NaOH =CrCl
6

+NaCl+O
2

+H
2
O
;


5.

Оксид хрома (
III
) обладает :

1)
основными свойствами
;


2)
большой реакционной способностью
;

3)
кислотными свойствами
;

4)
амфотерными свойствами
;

5)
чёрной окраской
.


БИЛЕТ № 4

1.

Для
Cr

-

Mo

-

W

наиболее типичны координационные числа:

1)
6,4
;

2) 8
;

3) 2,4
;

4) 6,8
;

5) 4,8
.


2.

Сколько граммов серы выделится при растворении 7 литров сер
о-
водорода в подкисленном (
H
2
SO
4
) растворе дихромата калия
?

1)
9,8 г
;

2) 7,6 г
;

3) 12 г
;

4) 10 г
;

5) 11,2 г
.

9


3.

Молибден при накаливании окисляется кислородом
до :

1)
Mo
2
O
;

2)
MoO
3
;

3)
MoO
;

4)
Mo
2
O
3
;

5)
образуется смесь
MoO

и
Mo
2
O
3
.


4.

Реакция восстановления дихромата калия :

1)
K
2
Cr
2
O
7
+ HCl = CrCl
3
+ Cl
2
+ KCl + H
2
O
;

2)
K
2
Cr
2
O
7
+ HCl = K
2
Cr O
4
+ Cl
2
+ H
2
O
;

3)
K
2
Cr
2
O
7
+ HCl = Cr(OH)

3
+ Cl
2
+ KCl
;


4)
K
2
Cr
2
O
7
+ HCl = CrCl
3
+ KCl +H
2
O
;

5)
K
2
Cr
2
O
7
+ HCl

= K
2
CrO
4
+ KCl + H
2
O
.


5.

При подкислении раствора хромата калия :

1)
раствор приобретает желтую окраску
;

2)

хром восстанавливается до
Cr
2
O
3

;

3)
образуется соль хрома (
III
)
;

4)
ничего не происходит
;

5)
образуется раствор дихромата калия
.



БИЛЕТ № 5

1.

Свежеполученный
мелкодисперсный оксид хрома (
III
) частично
растворяется в кислотах и щелочах , это связано с тем , что:

1)имеет переменный состав
Cr
2
O
3
·
nH
2
O
;

2)имеет переменный состав
CrO
3
·
nH
2
O
;

3)имеет переменный состав
Cr
(
OH
)

2

;


4)первоначально образуется ввиде [
Cr
(
OH
)

6

]
3
-

;


5)первоначально образуется
CrO
3
.


2. Реакция восстановления
K
2
Cr
2
O
7
в нейтральной среде:

1)K
2
Cr
2
O
7
+ (NH
4
)

2
S+H
2
O = Cr
2
S
3
+ NH
3
+KOH
;

2)K
2
Cr
2
O
7
+ (NH
4
)

2
S+H
2
O = Cr(OH)

3
+NH
3
+K
2
S
;

3)K
2
Cr
2
O
7
+ (NH
4
)

2
S+H
2
O = Cr(OH)

3
+S +NH
3
+KOH
;

4)K
2
Cr
2
O
7
+ (NH
4
)

2
S+H
2
O = Cr(OH)

3
+NO+KOH+ S
;

5)K
2
Cr
2
O
7
+ (NH
4
)

2
S+H
2
O = Cr(NO
3
)

3
+K
2
S + NH
3

.


3. Все соединения хрома (+6) обладают высокой окислительной

а
к-
тивностью, особенно :

1)
хромат в щелочной среде
;

10

2)

бихромат в щелочной среде
;

3)

хромат в кислой среде
;

4)

бихромат в кислой среде
;

5)

бихромат в нейтральной среде
.


4.

Трихлорид хрома получают по следующей реакции
:


Cr
2
O
3
+
C
+
Cl
2

=
CrCl
3
+
CO
.

Сколько литров угарного газа выделится, если в реакцию вступило
2,5 моль
Cr
2
O
3
?

1)
160 л
;

2) 170 л
;

3) 168 л
;

4) 140 л
;

5) 137 л.


5.

В ряду
Cr
-
Mo
-
W

усиливается связь в металлическом кристалле,
вследстви
е

этого :

1)
понижается температура плавления и теплота атомизации
;


2)
уменьшается радиус атомов
;


3)
уменьшается устойчивость ко внешнему хим
ическому
.
в
озде
й-
ствию
;

4)
уменьшается
энергия ионизации
;

5)
повышается температура плавления и теплота атомизации .


1.3. Лабораторная работа

Х
ром

С
оединения хрома
(III)

Получение оксида хрома(III)

1. Насыпать в пробирку 2
-
3 г истертого в порошок дихромата амм
о-
ния и закрепить ее наклонно в
штативе. Отверстие пробирки направить в
сторону от себя и других работающих. Нагреть соль до начала реакции, а
затем нагревание прекратить. Объяснить происходящее явление. Написать
уравнение реакции.

Свойства оксида хрома (III)

2. На полученный в опыте 1 з
еленый порошок оксида хрома(III) п
о-
действовать водой, разбавленной азотной и серной кислотами, а также
разбавленной щелочью. Каково отношение оксида хрома к этим реакт
и-
вам?

Получение и свойства гидроксида хрома (III)

3. К 1

2 мл раствора соли хрома(III)
или хромово
-
калиевых квасцов
прибавить по каплям (почему?) раствор щелочи. Полученную взвесь ги
д-
роксида хрома(III) разделить на две пробирки и испытать отношение ги
д-
роксида хрома(III) к щелочам и кислотам(щелочной раствор оставить для
опыта 4. Составьте ур
авнения реакций в молекулярной и ионной формах.
Сделать выводы о характере гидроксида хрома(III).

11

Гидролиз солей хрома (III)

4. Полученный в опыте 3 раствор хромита прокипятить. Объяснить
образование осадка гидроксида хрома(III). Написать уравнение реакции

в
молекулярной и ионной формах.

5. В раствор соли
хрома(III) опустить лакмусовую бумажку. Как и
з-
меняется окраска бумажки? Почему? Написать уравнение реакции гидр
о-
лиза в молекулярной и ионной формах. Какая из солей сильнее гидролиз
у-
ется: хлорид хрома(III)
или хромит калия? Почему? Как можно довести до
конца гидролиз соли хрома(III)?

6. К 1

2 мл раствора соли хрома(III) прилить сульфид аммония.
Наблюдается образование серо
-
зеленого осадка. Полученный осадок о
т-
фильтровать и хорошо промыть на фильтре водой. Ис
пытать отношение
осадка к действию разбавленной соляной кислоты и щелочи. В обеих пр
о-
бирках осадок растворяется, причем в первой сероводород не выделяется.
Сделайте отсюда вывод, является ли полученный осадок солью серовод
о-
родной кислоты. Написать уравнени
е реакции в молекулярной и ионной
формах.


Окислительно
-
восстановительные свойства соединений хрома (III)

7. 2

3 мл раствора соли хрома(III) или хромово
-
калиевых квасцов
налить в пробирку и добавить столько же концентрированной соляной
кислоты (подкисленны
й раствор должен занимать 1/4 объема пробирки).
В раствор поместить 1

2 гранулы цинка. При действии водорода в м
о-
мент выделения происходит восстановление Сг

3+

до Сг

2+

и изменяется
цвет раствора. Для предотвращения окисления двухвалентного хрома ки
с-
лородом воздуха в пробирку добавляют 2

3 мл бензола или толуола. Эти
жидкости образуют сверху плавающий слой, который не допускает с
о-
прикосновения раствора с воздухом. Написать соответствующие уравн
е-
ния реакций.

8. К 2

3 мл раствора хромита натрия, получен
ного, как указано в
опыте 3, прилить равный объем раствора белильной извести и нагреть до
кипения. Что наблюдается? Составить уравнение реакции.

9. К 2

3 мл раствора хромита натрия добавить 3%
-
ного раствора п
е-
рекиси водорода. Обратить внимание на изменение

цвета раствора. Сост
а-
вить уравнение реакции.


С
оединения хрома
(VI)

Получение оксида хрома (VI) и его свойства

(делать под тягой)

10. Налить в стакан 3

5 мл насыщенного раствора дихромата калия,
прилить по каплям 5

8 мл концентрированной серной кислоты, ох
лаждая
12

стакан холодной водой или снегом. Наблюдать выпадение темно
-
красных
кристаллов. После охлаждения раствора отфильтровать полученные кр
и-
сталлы через асбест или стеклянную вату, перенести их с помощью фа
р-
форового шпателя в фарфоровую чашку и использова
ть для следующих
опытов.

11. В отдельных пробирках подействовать на оксид хрома(VI) водой и
щелочью.

12. Оставшуюся часть кристаллов оксида хрома(VI) растворить в в
о-
де, 2

3 мл полученного раствора отлить в пробирку и добавить раствор
иодида калия. Что набл
юдается? Написать уравнение реакции.

Переход хромата в дихромат и обратно

13. К раствору хромата калия прилить 2 н. раствор кислоты. Набл
ю-
дать изменение окраски. Объяснить происходящее явление. Написать
уравнение реакции.

14. К раствору дихромата калия при
лить раствор щелочи. Наблюдать
изменение цвета раствора. Объяснить это явление. Написать уравнение
реакции. Как и почему изменяется состав хромовых кислот в зависимости
от характера среды?

Окислительные свойства солей хромовых кислот

15. К 2

3 мл раствора
дихромата калия прибавить разбавленной се
р-
ной кислоты и раствор нитрита натрия. Смесь слабо нагреть. Наблюдать
изменение окраски. Составить уравнение реакции в молекулярной и ио
н-
ной формах.

16. К раствору дихромата калия прилить раствор сульфида аммония и
подогреть. Как изменяется окраска раствора? Каков состав выпавшего
осадка? Составить уравнение реакции.

17.Исследовать
,

как реагирует подкисленный раствор хромата калия с
сероводородом, оксидом серы(IV) и солью железа(II). Написать уравнения
реакций.

Реакции на ионы СгО
4
2
-

и Сг
2
0
7
2
-

?

18. Налить в одну пробирку 1 мл раствора хромата калия, а в другую
-
дихромата калия и прилить в обе пробирки по 2
-
3 капли раствора нитрата
серебра. Наблюдать в обоих случаях образование красно
-
бурого осадка
хромата серебра
. Принимая во внимание, что в растворе дихромата одн
о-
временно присутствуют ионы Сг
2
0
7
2
-

и СгО
4
2
-
,

и исходя из сравнения зн
а-
чений ПР
Ag
2
Cr
2
O
7

и ПР

Ag
2
CrO
4
,

объяснить образование одинаковых осадков.
Написать уравнения реакций.

19. Проделать то

же самое,
взяв вместо нитрата серебра хлорид бария.
Наблюдать в обоих случаях образование осадка хромата бария. Почему

это происходит
? Написать уравнения реакций. Испытать отношение пол
у-
13

ченных осадков к разбавленной уксусной кислоте. Почему эти осадки, н
е-
растворимые

в воде, растворяются в слабой уксусной кислоте?


Таблица вариантов заданий


вар.

Номера зад
а-
ний

№ вар.

Номера зад
а-
ний

1

1, 17(12), 27

16

16, 16(1), 39

2

2, 17(11), 31

17

1, 16(2), 41

3

3, 17(7), 32

18

2, 16(3), 36

4

4, 17(10), 38

19

3, 16(4), 34

5

5, 17(1), 29

20

4, 16(5), 35

6

6, 17(2), 36

21

5, 16(6), 33

7

7, 17(13), 26

22

6, 16(7), 28

8

8, 17(15), 25

23

7, 16(8), 40

9

9, 17(14), 24

24

8, 16(9), 24

10

10, 17(4), 23

25

9, 16(10), 31

11

11, 17(8), 20

26

10, 16(11), 22

12

12, 17(3), 21

27

11, 16(12), 27

13

13, 17(5), 22

28

12, 16(13), 26

14

14, 17(6), 19

29

13, 16(14), 20

15

15, 17(9), 37

30

14, 16(15), 31


2.
d
-
ЭЛЕМЕНТЫ V
II

ГРУППЫ

2.1. Вопросы и задания

1. Общая характеристика элементов подгруппы марганца. Возможные
и наиболее
характерные степени окисления этих элементов.

2. Нахождение в природе марганца и рения. Их получение, физич
е-
ские и химические свойства. Применение.

3. Оксиды и гидроксиды марганца. Объясните изменение характера
оксидов марганца по мере увеличения степени о
кисления марганца.

4. Оксид, гидроксид и соли марганца(II).

5. Оксид марганца(IV). Отношение его к кислотам и щелочам. Пр
и-
менение. Соли марганца(IV).

6. Соединения марганца(VI). Их свойства, получение и применение.

7. Окислительные свойства перманганата ка
лия.

8. Оксид марганца(VII),' марганцевая кислота и ее соли.

9. Соединения рения(III), (IV), (VI).

10. Соединения рения(VII). Оксид, рениевая кислота, перренаты.

11. Окислительно
-
восстановительные свойства соединений рения в
различных степенях окисления.

14

1
2. Окислительно
-
восстановительные свойства соединений разли
ч-
ных степеней окисления марганца и зависимость их от рН.

13. Напишите уравнения реакций, в которых манганат калия проявл
я-
ет свойства:

а) восстановительные, б) окислительные, в)окислительные и
восстановительные одновременно.

14. Карбонилы марганца, технеция, рения. Получение, свойства, пр
и-
менение.

15. Как получить соединение марганца(VI) из соединений с более в
ы-
сокой и более низкой степенью окисления марганца?

16.
Закончить уравнения следующих о
кислительно

-

восстановител
ь-
ных реакций:

1) МnS0
4

+ СаОСl
2

+ NаОН →
;

2) М
n
0
2

+ Вг
2

+ КОН →
;

3) МnS0
4

+ КМп0
4

+ Н
2
0 →
;

4) Н
2
Мn0
4

+ КN0
2


;

5) К
J

+ К
2
Мn0
4

+ Н
2
0 → К
J
O
3
+
;

6) КМn0
4

+ КN0
2

+ КОН →
;

7)
А
s
Н
3
+
КМ
n0
4

+ H
2
SO
4

;

8) Zn +
КМ
n0
4

+ H
2
SO
4

;

9) КМ
nO
4

+ Н
2
0
2

+ КОН →
;

10) КМ
n
0
4

+ Н
2
S
2
0
6

+ Н
2
0 → К
2
S
0
4

+
;

11)
Te

+
HNO
3

(р) →
;

12) К
2
М
nO
4

+ Н
2
0 →
;


13) КМ
n
0
4

(тв.)
;


14)
MnCl
2

+
O
3

+ Н
2
0 →
;


15) КМ
n
0
4

+
KOH


.


17. Закончить уравнения следующих окислительно
-
восстановительных реакций:

1) М
n
0
2

+ НСl →
;

2) М
n
0
2

+
H
2
SO
4


;

3) М
n
0
2

+ К
N
О
3

+ КОH(спл.) →
;

4) М
n
0
2

+0
2

+ КОН →
;

5) К
2
Мn0
4

+ Сl
2


;

6) К
2
Мn0
4

+ Nа
2
S0
3

+ Н
2
0 →
;

7) М
n
0
2

+ КВ
r

+
H
2
SO
4


;

8) М
n
Сl
2

+ КВ
r
О + КОН →
;

9)
КМ
n0
4

+
Н
2
S + H
2
SO
4


;

10)
КМ
n0
4

+ S0
2
+
Н
2
0 →
;

11)
КМ
n0
4

+ F
е

SO
4

+ H
2
SO
4


;

12)
КМ
n0
4

+ KI + H
2
SO
4


;

13)
КМ
n0
4

+
К
N0
2

+ H
2
SO
4


;

15

14)
М
nSO
4

+
Вг
2

+ N
аОН


;

15) КС
l
0
3
+ М
nS
0
4

+ КОН →
.

18. Какое количество 0,3 %
-
ного

раствора сероводорода необходимо
для восстановления в кислой среде 120 мл 0,5 н. раствора перманганата
калия?

19. Определить объем хлора при 15°С и 770 мм рт. ст., выделяющег
о-
ся при действии соляной кислоты на 31,6 г перманганата калия.

20. Какой объем
0,1 н. раствора перманганата калия потребуется для
окисления 7,6 г FеS0
4

в нейтральном и кислом растворах?

21. Сколько граммов перманганата калия необходимо для полного
окисления 0,5 моля сульфита натрия в сульфат натрия в присутствии се
р-
ной кислоты?

22. С
колько граммов бромида калия можно окислить в сернокислом
растворе при действии 40 мл 0,2 н. раствора перманганата калия?

23. Окислительно
-
восстановительные потенциалы систем

М
n
0
2

+ 2Н
2
0 = МnO
4
-

+ 4Н
+

+ 3
e
,

Rе0
2

+ 2Н
2

0 = RеО
4
-

+ 4Н
+

+


соответственно

равны 1,69В и 0,51 В. Можно ли окислить М
n
0
2

и
Rе0
2

хлором по схемам:

М
n
0
2

+ Н
2
0 + С
l
2

→ НМn0
4

+ НС
l
,

Rе0
2

+ Н
2
0 + С
l
2

→ НRе0
4

+ НС
l
?

24. При окислении щавелевой кислоты Н
2
С
2
0
4

в кислой среде 0,5н.
раствором перманганата калия выделилось 1120 мл углекислого газа, и
з-
меренного при н.у. Какое количество щавелевой кислоты по весу вступ
и-
ло в реакцию и какой объем раствора КМn0
4

был израсходован?

25. Какое количество 0,5 %
-
ного раство
ра нитрита калия необходимо
для восстановления в кислой среде 100 мл 0,5 н. раствора перманганата
калия?

26. Какое количество воды надо упарить из 1 кг 4,9%
-
ного раствора
перманганата калия, чтобы получить насыщенный раствор при 60°С, если
растворимость пе
рманганата калия при 60°С составляет 20%?

27. Сколько граммов иода выделится при взаимодействии раствора
иодида калия с 150 мл 6%
-
ного подкисленного раствора перманганата к
а-
лия плотностью 1,04 г/см
3
?

28. Какое количество манганата калия получится из 100 кг

пиролюз
и-
та, содержащего 87% М
n
0
2

, если выход составляет 60% от теоретическ
о-
го?

29. Сколько граммов FеS0
4

·7Н
2

0 можно окислить при действии 40
мл 0,12 н. раствора перманганата калия, подкисленного серной кислотой?

16

30. Какой объем 39%
-
ного раствора соляно
й кислоты плотностью 1,2
г/см
3
теоретически необходим для взаимодействия с 0,1 моля перманган
а-
та калия?

31. Для полного обесцвечивания 20 мл 0,02М раствора перманганата
калия в кислой среде потребовался равный объем раствора пероксида в
о-
дорода. Какова моля
рность последнего?

32. Какой объем сероводорода(н. у.) следует пропустить через 400 мл
6%
-
ного подкисленного раствора перманганата калия плотностью1,04
г/см
3
для полного восстановления перманганата?

33. Какой объём азота получится при термическом разложе
нии пе
р-
рената

аммония при 600°С и давлении 1,
013 ∙ 10
5

Па
?

34. Сколько молекул кристаллизационной воды входит в состав 1
моля пиромозита
MnO
2


nH
2
O
, содержащего 44,5% марганца?

35. При действии соляной кислоты на смесь КМ
n
0
4

и М
n
0
2

(при
нагревании) в
ыделилось 7,84л газа (н.у.), а при нагревании такой же смеси


672 мл газа. Определите массу смеси.

36. Будет ли термодинамически устойчив гидроксид марганца(
II
) на
воздухе? Докажите расчётами.

37. Вычислите растворимость сульфида марганца(
II
) в 0,1 М раст
воре
сульфида натрия при стандартной температуре.

38. Напишите уравнения реакций, протекающих на электродах при
электролизе водного раствора сульфата марганца(
II
), если электроды:
а)угольные, б)марганцевые.

39. Какую массу диоксида свинца можно
восстановить 0,15 л 0,2 М
раствором сульфата марганца(
ll
) в азотнокислой среде?

40. При разложении 16,12г смеси перманганата калия и бертолетовой
соли выделилось 3,136 л кислорода (н.у.). Определите состав смеси и
твёрдого остатка.

41. Качественная реак
ция обнаружения соединений
Mn
(
II
) основана
на окислении производных
Mn
(
II
) до
MnO
4
-

. Можно ли для этого превр
а-
щения использовать в качестве окислителя персульфат аммония? Можно
ли использовать соляную кислоту для создания кислой среды?


2.2. Примеры
тестовых заданий

БИЛЕТ №1

1. Расставьте коэффициенты в уравнении реакции


MnSO
4

+
PbO
2

+
HNO
3

=
HMnO
4

+
Pb
(
NO
3
)
2

+
PbSO
4

+
H
2
O
.

1) 1354128
;

2) 2541138
;

3) 2562414
;

4) 2562322
;

17

5) 1111111
.


2. Как обычно получают Re?

1) при электролизе водного раствора его
сульфита
;

2) восстановлением из оксидов
;

3) при прокаливании перрената калия в токе кислорода
;

4) при нагревании NH
4
ReO
4
, KreO
4

в токе водорода при 1000
0
;

5) нет правильного ответа
.


3. Сколько граммов FeSO
4

можно окислить при действии 20 мл 0,12н
раствора перманганата калия, подкисленного H
2
SO
4
?

1) 6,67 г
;

2) 0,36 г
;

3) 3,65 г
;

4) 2,75 г
;

5) 4,15 г
.


4. Как изменяется окислительная активность в ряду: HMnO
4


HTcO
4


HReO
4
?

1) увеличивается
;


2) уменьшается
;

3) не изменяется
;

4) имеют только восстановительные свойства
;

5) нет правильного ответа
.


5. Закончить реакцию K
2
MnO
4
+ Cl
2

= ….

1) реакция не идет
;

2)
Mn
2
O
7

+
KCl
;

3) MnClO
2

+ KO
;

3) KMnO
4

+ KCl
;

4) MnO
2

+ KCl
;

5)
р
еакция не протекает
.


БИЛЕТ №2

1. Чему способствует кислая среда при участии Mn в окислительно
-
восстановительных реакциях?

1) образованию анионных комплексов Mn(VI)
;

2) образованию катионных комплексов Mn(II)
;

3) образованию производных Mn(IV), чаще всего MnO
2
;

4) образованию катионных
комплексов Mn(IV)
;

5) образованию анионных комплексов Mn(II)
.

18

2. Какой конфигурацией валентных электронов обладают Mn, Tc, Re?

1) (n
-
1)d
5
ns
2
;

2) (n
-
1)d
5
ns
0
;

3) (n
-
1)d
3
ns
2
;

4) (
n
-
1)
d
6
ns
1
;

5) (
n
-
1)
p
6
ns
1
.


3. При использовании кремнийтермии

получили 15 г марганца. Это
85% от теоретического выхода. Сколько кремния понадобиться для пол
у-
чения Mn из диоксида марганца?

1) 8,985 г
;

2) 7,636 г
;

3) 4,234 г
;

4) 10,279 г
;

5) 1,843 г
.



4. Что называют перренатами?

1) вещества, образованные при растворении Э(ОН)
3
и Э
2
О
3

в щелочах
;

2) соединения металлов с СО
;

3) соли рениевой кислоты
;


4) вещества, которые в безводном состоянии в виде голубого поро
ш-
ка
;

5) оксиды рения
.



5. Закончить реакцию:
KMnO
4

+
K
2

SO
3

+
H
2
SO
4

= ….


1) K
2
MnO
4

+ H
2
S + K
2
O
;

2) Mn
2
O
7

+ K
2
SO
4

+ H
2
O
;

3) K
2
SO
4

+ Mn(OH)
2

+ SO
2
;

4) MnO
2

+ K
2
SO
4

+ H
2
O
;

5)
MnSO
4

+
K
2
SO
4

+
H
2
O
.


БИЛЕТ №3

1. Взаимодействуют ли соли Mn(II) со щелочами?

1) да, при этом выпадает MnO
2

и выделяется большое количество
теплоты
;

2) нет, при этом образуется

соединение

MnF
3
·
NH
3

, хорошо раствор
и-
мое в воде
;

3) нет, при этом высока вероятность образования пероксидов
;

4) да, при этом выпадает гидроксид
Mn
(
II
)
;

5) нет правильного ответа
.


19

2. Как разлагается
H
2
MnO
4

=
?
….

1) не
разлагается
;

2)
HMnO
4

+
H
2
O
;

3)
MnO
2

+
HMnO
4
;

4) Mn
2
O
7

+ H
2
O
;

5)
MnO
2

+
H
2
O

+
O
2
;


3. Как получается
MnO
?

1) термическим разложением тетраиодидов
;

2) при восстановлении оксидов
Mn

водородом
;

3) восстановлением тетрагаллидов в атмосфере аргона или гелия
;

4) путем совместного восстановления углем минералов
Mn

и желе
з-
ных руд
;

5) путем термического разложения паров
Mn
;


4. При действии соляной кислоты на
MnO
2

получили 31,5 г хлорида
Mn
(
II
). Сколько хлора при этом выделилось (н.у.)?

1) 5,6 л
;

2) 56 л
;

3) 2,8 л
;

4) 4,7 л
;

5) 11,4 л
;


5. Закончить реакцию:
MnO
2

+
K
2
CO
3

+
KNO
3

= ….

1) Mn
2
O
7

+ K
2
O + KNO
2

+ CO
2
;

2) Mn
2
O
5

+ KMnO
4

+ NO
2

+ CO
2
;

3) K
2
MnO
4

+ KNO
3

+ CO
2
;

4) KMnO
4

+ KCO
2

+ NO
2
;

5) K
2
MnO
4

+ K
2
O + NO + CO
2
.


БИЛЕТ

№4

1. Какие степени окисления характерны для

марганца?

1) +4, +7
;

2) +2, +4, +7
;

3) +7
;

4) +2
;

5) +3, +6
.


2. Какую формулу имеет технициевая кислота?

1) H
2
TeO
4
;

2) H
3
TeO
4
;

20

3) HTeO
4
;

4) HReO
4
;

5) H
2
MnO
4
.


3. При нагревании оксомангата (
VII
) калия получили 10 г
MnO
2
.
Сколько О
2

при этом выделилось (
н.у)?

1) 3,47 л
;

2) 25,7 л
;

3) 1,47 л
;

4) 2,57 л
;

5) 11,45 л
;


4. Какой характер двуокиси
Mn

выражен более ясно?

1) ни кислый, ни щелочной характер ее не выражены ясно, вследстви
е

плохой растворимости
;

2) щелочной характер, хорошо растворима в щелочи
;

3)
кислый, т
ак
к
ак

хорошо растворима в щелочи и нерастворима в
кислоте
;

4)
щелочной, так
к
ак

она хорошо растворима в кислоте и нераствор
и-
ма в щелочи
;

5) нет правильного ответа
.


5. Закончить реакцию:
KMnO
4

+
H
2
SO
4

= ….

1) HMnO
4

+ K
2
SO
4

+ H
2
O
;

2) K
2
MnO
4

+ MnSO
4

+ H
2
O
;

3) MnO
2

+ K
2
SO
4

+ MnSO
4

+ H
2
O
;

4) MnO
2

+ K
2
SO
4

+ H
2
O
;

5) нет правильного ответа
.


БИЛЕТ №5

1. Реагируют ли
MnO
,
Mn
(
OH
)
2

со щелочами?

1) нет, т
а
к

как

в этих случаях ион
Mn

присоединяет к себе ОН
--
,
вследствие чего образуются комплексные анионы
;

2) только
Mn
(
OH
)
2

, он растворяется с выделением тепла
;

3) да, оба, но только при нагревании
;

4) только
MnO
, с образованием гидроксида
Mn
;

5) да, оба, при пониженных температурах реакции идут быстрее
.


2. Как восстанавливается ион
MnO
4
--

в кислой среде:

MnO
4
--

+ 8
H
+

+ 5
e

=
?

1) = Mn
2
O
8
2
-
;

21

2) = MnO
4
-
;

3) = MnO
2

+ OH
-
;

4) = MnO
3

+ H
+
;

5) =
Mn
2+

+ 4
H
2
O
.


3. Какие вещества называются карбонилами металлов?

1) вещества, полученные при растворении металлов в
HNO
3

;

2) вещества, которые при поглощении воды синеют
;

3) вещества, осаждаемые из растворов солей
Mn

при действии щел
о-
чей
;

4) соединения металлов с СО
;

5) нет правильного ответа
.


4. Сколько литров хлора понадобится, чтобы окислить 12,5 г
K
2
MnO
4

в
KMnO
4
?

1) 0,71 л
;

2) 1,45 л
;

3) 0,15 л
;

4) 2,4 л
;

5) 0,5 л
.


5. Закончите реакцию
MnSO
4

+ PbO
2

+ HNO
3

=…

1) Mn(PbO
2
)
2

+

PbSO
4

+ N
2

+ H
2
O
;

2) HMnO
4

+ Pb(NO
3
)
2

+ PbSO
4

+ H
2
O
;

3) MnO
2

+ HPb(NO
3
)
3

+ H
2
S
;

4) NH
4
PbO
2

+ MnO
2

+ SO
2

+ H
2
O
;

5)
HMnO
4

+
Pb
(
NO
3
)
2

+
H
2
SO
4
.


2.3. Лабораторная работа

М
арганец

С
оединения марганца
(II)

Получение гидроксида марганца (II)

1
.

Внести в пробирку 3

4 капли раствора соли марганца(II) и 2
-
3
капли 2 н. раствора щелочи. Каков цвет выпавшего осадка? Размешать
осадок стеклянной палочкой и отметить его побурение вследствие оки
с-
ления. Написать
уравнения реакций.

Окисление солей марганца (II)

2
.

К 2
-
3 каплям раствора соли марганца(II) добавить несколько капель
2 н. раствора щелочи. К полученному осадку гидроксида мар
ганца(II) д
о-
22

бавить 5
-
6 капель бромной воды. Отметить изменение цвета осадка. Нап
и-
сать уравнения реакций.

Получение сульфида марганца (II)

3.

К нескольким каплям раствора соли марганца(II) добавить нескол
ь-
ко капель сульфида аммония. Выпадает осадок сульфида марганца(II).
Отметить цвет осадка и изменение цвета при окислении сульфида марг
а
н-
ца(II) кислородом воздуха. Написать уравнение реакции.

С
оединения марганца

(IV)

4.

В пробирку с небольшим количеством сухого оксида марганца(IV)
прибавить концентрированной серной кислоты и осторожно нагреть.
Наблюдать выделение газа. Определите природу
газа тлеющей лучинкой.
Написать уравнение реакции.

5.

В пробирку положить кусочек твердого гидроксида, калия и стол
ь-
ко же кристаллического нитрата калия. Нагреть смесь до расплавления. Не
прекращая нагревания, добавить в расплав очень немного оксида марга
н-
ца(IV). Отметить окраску полученного расплава. Расплав сохранить для
опыта 6. Написать уравнение реакции.

Соединения марганца

(VI)

6.

К расплаву, полученному в опыте 5, добавить до 1/2 его объема в
о-
ды и, помешивая стеклянной палочкой расплав, растворить е
го. Раствор
манганата кали
я перенести в три пробирки по 5
-
6 капель в каждую. В
видном растворе происходит медленное разложение манганата калия, с
о-
провождающееся самоокислением


самовосстановлением его.

7.

К раствору манганата кал
ия в первой пробирке
добавить 1
-
2 капли
уксусной кислоты. Окраска раствора меняется. Почему?

8.

Во вторую пробирку добавить 2
-
3 капли хлорной воды. Чем объя
с-
нить изменение окраски раствора?

9.

В третью
пробирку добавить 2
-
3 мл 1 н. раствора сульфита натрия.
Наблюдать обесцвеч
ивание раствора и появление бурого осадка. Написать
уравнения реакций.

Соединения марганца

(VII)

10.

К 3
-
4 мл раствора перманганата калия прилить 1 мл концентрир
о-
ванного раствора щелочи и нагреть до появления зеленой окраски. Сд
е-
лать вывод о влиянии реакц
ии среды на устойчивость соединений марга
н-
ца(VI) и марганца(VII).

11.

Поместить в пробирку 2 мл концентрированной серной кислоты и
2 мл концентрированной азотной кислоты, раствор н
агреть, добавить 1
-
2
капли 0,5н. раствора сульфата марганца(II) и 0,1 г окси
да свинца(IV).
Наблюдать появление фиолетовой окраски, характерной для ионов М
n
О
4
-

.

23

Взаимодействие перманганата калия с сульфитом натрия в кислой,
нейтральной и щелочной средах

12.

В три пробирки налить по 3
-
4 капли 0,5 н. раствора перманганата
ка
лия. В
одну пробирку добавить 5
-
6 капель 2 н. раствора Н
2
S0
4

, в другую
-

столько же воды, в третью
-

2н. раствора щелочи. В каждую пробирку
добавить по 2
-
3 капли 1 н. раствора сульфита натрия. Написать уравнения
реакции.

Влияние кислотности среды на окислительны
е свойства перманганата
калия

13.

Налить в две пробирки по 2
-
3 мл раствора бромида калия и приб
а-
вить в первую пробирку разбавленной серной кислоты, во вторую


т
а-
кое же количество разбавленной уксусной кислоты. Д
обавить в каждую
пробирку по 10
-
15 капель 0,
5 н. раствора перманганата калия, отметить
время исчезновения окраски в первой и во второй пробирках. Как влияет
кислотность среды на скорость окисления? Написать уравнения реакций.


Таблица вариантов заданий

№ вар.

Номера заданий

№ вар.

Номера заданий

1

1, 17(1), 18

16

1, 16(1), 33

2

2, 17,(2), 19

17

2, 16(2), 34

3

3. 17(3), 20

18

3, 16(3), 36

4

4, 17(4), 21

19

4, 16(4), 35

5

5, 17(5), 22

20

5, 16(5), 37

6

6, 17(7), 23

21

6, 16(6), 38

7

7, 17(6), 24

22

7, 16(7), 39

8

8, 17(8), 25

23

8, 16(11), 40

9

9, 17(9), 26

24

9, 16(8), 41

10

10, 17(10), 27

25

10, 16(9), 20

11

11, 17(11), 28

26

11, 16(10), 21

12

12, 17(12), 29

27

12, 16(12), 18

13

13, 17(14), 30

28

13, 16(14), 19

14

14, 17(15), 31

29

14, 16(13), 22

15

15, 17(13), 32

30

15, 16(15), 29


3.
d
-
ЭЛЕМЕНТЫ V
II
I

ГРУППЫ

Ж
ЕЛЕЗО
, К
ОБАЛЬТ
, Н
ИКЕЛЬ

3.1. Вопросы и задания

1. Электронное строение атома железа. Возможные и характерные
степени окисления железа. Нахождение в природе. Получение.

2. Физические свойства железа. Его коррозионная стойкость. Отн
о-
шение к кислотам.

24

3. Какие процессы происходят при ржавлении железа? Рассмотрите
электрохимический механизм коррозии железа на воздухе.

4. Оксиды, гидроксиды железа(II), (III). Их получение и свойства.
Сравните кислотно
-
основные свойства гидроксидов желез
а.

5. Комплексные соединения железа(II). Получение и свойства.

6. Комплексные соединения железа(III). Получение и свойства. С
о-
ставьте уравнения реакций получения берлинской лазури и турнбулевой
сини.

7. Ферраты. Их получение и свойства. Окислительные свойс
тва фе
р-
ратов. Приведите примеры.

8. Кобальт. Нахождение в природе, получение и свойства. Отношение
к воздуху, кислотам и щелочам.

9. Соли кобальта. Комплексные соединения кобальта. Составьте
уравнения реакций получения катионных и анионных комплексов кобал
ь-
та.

10. Оксиды и гидроксиды кобальта(II) и

(III). Их получение и сво
й-
ства.

11. Никель. Нахождение в природе, получение и свойства. Отношение
к воздуху, кислотам и щелочам.

12. Оксиды и гидроксиды никеля. Их получение и свойства.

13. Простые и комплексные
соли никеля. Их получение.

14. Карбонилы железа, кобальта, никеля. Их получение, свойства и
применение.

15. Сравните кислотно
-
основные свойства гидроксидов железа, к
о-
бальта, никеля.

16. Могут ли совместно существовать:

1) Fе(ОН)
2

и Н
2
О
2
,

2)
F
еС
l
3

и Н
2
S
,

3)
Ni
СО
3

и Н
2
S
,

4)
F
еС
l
3

и
Sn
С
l
2
,

5)
F
е
S
0
4

и КМ
n
О
4
,

6)
F
еС
l
2

и
Sn
С
l
3
,

7)
F
еС
l
3
и К
2
С
r
2
0
7
?

Составьте уравнения возможных реакций.

17.Закончить уравнения реакций:

1)
F
е
S
0
4

+
K
2
Cr
2
0
7

+
Н
2
S
0
4


;

2) F
е
2
(S0
4
)
3
+ N
а
2
S0
3

+
Н
2
0 →
;

3) Fe
С
l
3

+ NH
2
ОН

→ N
2
0 +
;

4) F
е
S
2

+
Н
N
О
3

(
конц
.) →
;

5) F
еС
l
3

+ KI →
;

6)
F
е
(
ОН
)
3

+
С
l
2

+
N
аО
H


;

25

7) Со
2
0
3

+ НС
l


;

8) Со
2
0
3

+ Н
2
S
0
4


;

9)Со(ОН)
2

+ NаС
l
0 + Н
2
0 →
;

10) FеS0
4

+ НNО
3

+ Н
2
S
0
4


;

11) К
4
[Fе(СN)
6
] + КМn0
4

+ Н
2
0 →
;

12) К
3
[Fе(СN)
6
] + KI + КОН →
;

13) Ni(ОH)
2

+ Вr
2

+ NаОН →
;

14) К
3
[F
е(СN)
6
] + SnС
l
2

+ НС
l


;

15) К
4
[Fе(СN)
6
] + К
2
Сr
2
0
7

+ Н
2
S
0
4


;


16)FeS
2
+ Br
2
+ H
2
O →
;

17)Fe(NO
3
)

3

∙ 9H
2
O
;

18)K
2
FeO
4
+ H
2
O

;

19)NiS + HNO
3
(
к
) →
;

20)[Co(NH
3
)

6
]JCl
2
+ O
2
+ H
2
O →
;

21)FeCl
3
+ K
4

[Fe(CN
6
)]


;

22)K
2
FeO
4
+ MnSO
4
+ H
2
SO
4


;

23)K
4

[Fe(CN)

6
] + Br
2


;

24)Na
2
FeO
4
+ NH
3

∙ H
2
O →
;

25)CoCl
2
+ NaNO
2
+ CH
3
COOH →
;

26)[Fe(NH
3
)

6
]Cl
2
+ H
2
O →
;

27)FeSO
4
+Na
2
CO
3


;

28)CoSO
4
+ NH
4
NCS (
изб
) →
;

29)
CoSO
4
+
NaOH

+
Br
2


;

30)
Ni
(
NO
3
)

2
+
NaClO

+
NaOH


.


18. Что

происходит при добавлении раствора N
a
2
СО
3
:

а) к сульфату
железа(II), б) к сульфату железа(III)
?

Чем вызывается различие в характ
е-
ре образующихся продуктов реакций? Написать уравнения реакций.

19. Окислительно
-
восстановительные потенциалы систем
ы

Ме(ОН)
2

+ ОН
-


= Ме(ОН)
3

+
e

имеют для гидроксидов железа(II), кобальта(II) и никеля(II) соот
ветстве
н-
но следующие значения:
-
0,56; 0,2; 0,49В. Обосновать различное повед
е-
ние гидроксидов в воде по отношению к кислороду воздуха, если поте
н-
циал системы

4
O
Н
-


= О
2

+

2
О+ 4
e

c
оставляет 0,401 В.

20. Как относятся гидроксиды железа(III), кобальта(III) и никеля(III) к
соляной и серной кислотам? Написать уравнения реакций.

21. Какие соединения образуют железо, кобальт и никель с оксидом
углерода(II)? Как объяснить различн
ый состав этих соединений, исходя из
электронных структур атомов железа, кобальта и никеля?

26

22. Что произойдет при действии на растворы хлорида кобальта(II)
избытка соответственно NН
3

и КСN в присутствии кислорода? Составьте
уравнения реакций.

23. Сколько
граммов оксида никеля(III) может раствориться в одном
литре 15%
-
ного раствора серной кислоты плотностью 1,1 г/см
3
?

24. Как можно желтую кровяную соль превратить в красную кров
я-
ную соль и наоборот? Составьте уравнения реакций.

25.При растворении в соляной к
ислоте 6,4 г смеси железа с сульф
и-
дом железа(
II
) выделилось 1,792 л (н.у.) смеси газов. Определить состав
смеси железа с его сульфидом.

26. Определите возможность взаимодействия в водных растворах
следующих веществ и напишите уравнения реакций в сокращенно
м мол
е-
кулярно
-
ионном виде:

К
4
[Fe(СN)
6
] + NаN0
2



К
3
[Fe(СN)
6
] + NН
4
0Н →

27.Запишите реакции электролиза раствора хлорида железа (
II
) и в
ы-
числите количество веществ, образующих
ся

на инертных электродах за 20
минут при силе тока 1А. Выход по току принят 100%.

28.Рассчитайте рН 12%

-
ного

раствора
FeSO
4
(р=1,122г/мл)
,

учитывая
только первую ступень гидролиза (К
2

Fe
(
OH
)
2

= 1
,
3 ∙ 10
-

4
).

29.Образование какого сульфида
(
FeS

или
FeS
2
)

наиболее вероятно
при взаимодействии простых веществ при стандартных условиях? К
аково
строение
FeS
2
?



30.Запишите реакцию Чугаева. Какова дентантность лиганда в пол
у-
ченном соединении?

31.На чем основано применение
C
о
Cl
2

для определения влаги? Какую
массу
C
о
Cl
2


6
H
2
O

необходимо взять для приготовления 1л 0,5 М раствора
хлорида к
обальта (
II
)?

32.Приведите химические формулы и номенклатурные названия сл
е-
дующих веществ:

а) железн
ого

купорос
а
; б) желт
ой

кровян
ой

сол
и
; в)цементит
а
; г) сол
и

Мора; д) железоаммонийны
х

квасц
ов
; е) нитропруссид
а

натрия.

33.Сравните термодинамическую
вероятность образование сульфида
кобальта (
II
) при использовании
H
2
S

и
Na
2
S
, а также его растворения в
соляной кислоте.

34.Железо
,

содержащееся в 10 мл раствора
FeSO
4
,

окисленно до
Fe
(
III
) и осаждено в виде гидроскида. Осадок гидроксида прокалили, п
о-
сле
чего масса прокаленного осадка оказалась 0,4132 г. Вычислить моля
р-
ную концентрацию
FeSO
4

в исходном растворе.

35.В каком направлении произойдет смещение равновесия в системе

27

2
Fe
(К)
+3
H
2
O


Fe
2
O
3 (К)
+3
H
2
O
:

а) при уменьшении
давления
;


б) введении катализатора
;


в) при увеличении степени дисперсности железа ?

36.Определите процентное содержание железа в соли Мора и в жел
е-
зоаммонийных квасцах.

37.При нагревании 2,24 г железа в токе воздуха получили смесь о
к-
сидов
Fe
(
II
) и
Fe
(
II
I
). Определите мольное соотношение оксидов в пол
у-
ченной смеси, если для её растворения необходимо 13,94 мл 20%

-
ного

раствора соляной кислоты (р=1,1г/см
3
).



38.Имеются 0,1М раствора перхлоратов железа(
II
), кобальта (
II
), н
и-
келя (
II
). Не проводя расчетов
,

укажите, какова их среда, а также для как
о-
го из этих растворов значения
рН

будет выше?

39.Вычислите растворимость
(
в г/л
)

гидроксида железа

(
II
)

ПР=3,8
·
10
-
38
(298 К)
.

40.Какую массу феррата калия можно получить при окислении 50 г
гидроксида железа (
III
) бромом в щелочной среде?

41.Какая масса дихромата калия потребуется для окисления 100 мл
0,2 М раствора
FeSO
4

в кислой среде?

42.Какой обьём газа (н.у.) получится при обжиге 0,5 кг железного
колчедана
,

содержащего 10% примесей?


3.2. Примеры
тестовых заданий

БИЛЕТ №1

1. Для железа наиболее устойчива степень окисления:

1) +2
;

2) +3
;

3) +6
;

4) +3, +6
;

5) +2, +3, +6
.


2. Качественной реакцией на ионы
Fe
(II) может служить реакция с
:

1) красной кровяной солью
;

2) жёлтой кровяной солью
;

3) роданидом

калия
;

4) 1 и 3
;

5) 2 и 3
.


3. Сумма коэффициентов в уравнении

FeSO
4

+
K
2
Cr
2
O
7

+
H
2
SO
4

р
авна
:

28

1) 28
;

2) 32
;

3) 12
;

4) 26
;

5) 14
.


4. Для
Fe
(
OH
)
2
характерны:

1) преимущественно основные свойства
;


2) высокая восстановительная активность
;

3) низк
ая

окислительн
ая

активность
;

4) зелёная

окраск
а;

5) все ответы верны
.


5. Сколько граммов железа можно получить при разложении 39,2 г
пентакарбонила железа
(
выход по реакции 80%
)?

1) 11,2
;

2) 14
;

3) 15,6
;

4) 5,36
;

5) 8,96
.


БИЛЕТ №2

1. Для кобальта и никеля

наиболее устойчива степень окисления:

1) +2
;

2) +3
;

3) +6
;

4) +3, +6
;

5) +2, +3, +6
.


2.
Fe
(
OH
)
3

проявляет:

1) основные свойства
;

2) амфотерные свойства с преобладанием основных
;

3) амфотерные свойства с преобладанием кислотных
;

4) кислотные свойства
;

5)
сильные, ярко выраженные окислительные свойства.


3. Закончите уравнение реакции (реакция идёт в соляно
-
кислой ср
е-
де):

1) FeCl
3

+ Na
2
S →FeS + NaCl
;

2) FeCl
3

+ Na
2
S →FeCl
2

+ S + NaCl
;

3) FeCl
3

+ Na
2
S →FeS + NaCl + Cl
2
;

29

4) FeCl
3

+ Na
2
S →FeCl
2

+ NaCl + Cl
2

+ S
;

5) реакция не идёт
.


4.Сумма коэффициентов в левой части уравнения
Fe

+
HNO
3 (к.)
→...
равна
:

1) 10
;

2) 3
;

3) 8
;

4) 7
;

5) 12
.


5. Сколько граммов продукта образуется при взаимодействии 7 г ж
е-
леза, содержащего 20% примесей,
с избытком хлора при нагрева
нии?

1) 20,3125
;

2) 16,25
;

3) 4,0625
;

4) 8,125
;

5) 32,4
.

БИЛЕТ №3

1. Для железа возможны координационные числа:

1) 2
;

2) 4
;

3) 6
;

4) 2,4
;

5) 4,6
.


2. У
Co
(
OH
)
3

и
Ni
(
OH
)
3

наиболее ярко выражены:

1) амфотерные свойства
;

2) восстановительные свойства
;

3)
окислительные свойства
;

4) окислительно
-
восстановительная двойственность
;

5) низкая реакционная способность
.


3. Какая из реакций не будет протекать
?

1) Co(OH)
2

+ H
2
O
2

;

2) Co(OH)
2

+ Br
2
+ NaOH→
;

3) Ni(OH)
2

+ H
2
O
2

;

4) Ni(OH)
2

+ Br
2
+ NaOH→
;

5) протекают
все реакции
.


30

4. Сумма коэффициентов в уравнении реакции (реакция протекает с
образованием комплексного соединения с к
оординационным
ч
ислом

н
и-
келя
,

равным 6)

Ni
(
OH
)
2

+ 6
NH
3
→... равна:

1) 8
;

2) 6
;

3) 4
;

4) 3
;

5) 10
.


5. Какой объём хлора (в литрах) способен прореагировать с 44,8 г

ж
е-
леза при нагревании?

1) 17,92
;

2) 35,84
;

3) 8,96
;

4) 26,88
;

5) 11,2
.


БИЛЕТ №4

1. Для кобальта и никеля возможны координационные числа:

1) 4
;

2) 6
;

3) 8
;

4) 4,6
;

5) 6,8
.


2. Закончите уравн
ение реакции:

1)
Fe

+
O
2

+
H
2
O

Fe
2
O
3
·
H
2
O
;

2) Fe + O
2

+ H
2
O→ Fe(OH)
2
;

3) Fe + O
2

+ H
2
O→ Fe(OH)
3
;

4) возможно 2 и 3
;

5) реакция не идёт
.


3. Закончите уравнение реакции:

1)
Fe
(
OH
)
3

+
HCl

+
H
2
O


FeCl
2

+
Fe
(
OH
)
2
;

2) Fe(OH)
3

+ HCl + H
2
O → [Fe(H
2
O)
6
]Cl
3
;

3)
Fe(OH)
3

+ HCl + H
2
O → [Fe(H
2
O)
6
]Cl
2
;

4) Fe(OH)
3

+ HCl + H
2
O → FeCl
3

+ FeOHCl
;

5) реакция не идёт
.


4. Турнбулева синь образуется при:

1) взаимодействии
Fe
(III) с жёлтой кровяной солью
;

31

2) взаимодействии
Fe
(II) с жёлтой кровяной солью
;

3) взаимодействии
Fe
(III) с красной кровяной солью
;

4) взаимодействии
Fe
(II) с красной кровяной солью
;

5) взаимодействии
Fe
(III) с роданидом калия
.


5. При взаимодействии 5,6 г железа с соляной кислотой было получ
е-
но 1, 792 л водорода. Найти выход водорода.

1) 80%
;

2) 52,
44%
;

3) 20%
;

4) 47,56%
;

5) 100%
.


БИЛЕТ №5

1. В ряду железо, кобальт, никель от железа к никелю энергия ион
и-
зации:

1) уменьшается
;

2) увеличивается
;

3) уменьшается от железа к кобальту и увеличивается от кобальта к
никелю
;

4) увеличивается от железа к коба
льту и уменьшается от кобальта к
никелю
;

5) не изменяется
.


2. Качественной реакцией на ионы
Fe
(III) может служить реакция с:

1) красной кровяной солью
;

2) жёлтой кровяной солью
;

3) роданидом калия
;

4) 1 и 3
;

5) 2 и 3
.


3. Какая из указанных реакций не
будет протекать:

1) Fe(OH)
2

+ O
2

+ H
2
O →
;

2) Co(OH)
2

+ O
2

+ H
2
O →
;

3)
Ni
(
OH
)
2

+
O
2

+
H
2
O


;

4) 2 и 3
;

5) все они протекают
.


4. Стабилизация степени окисления +2 при переходе от железа к н
и-
келю объясняется:

1) ростом заряда ядра
;

32

2) увеличением энергии
ионизации
;

3) увеличением радиуса атома
;

4) 1 и 2
;

5) 2 и 3
.


5. Сколько газа (в литрах) выделится при взаимодействии 56 г железа
с 490г серной кислоты
ω
(
H
2
SO
4
)=10%(разбавленная)
?

1) 22,4
;

2) 33,6
;

3) 11,2
;

4) 5,6
;

5) газ не выделится
.


3.3.
Лабораторная
работа

Ж
елезо

Взаимодействие железа с кислотами

1) В шесть пробирок поместить немного железных опилок или по к
у-
сочку железной стружки. В три из них прилить по нескольку капель ко
н-
центр
ированных кислот. В другие три
-

по нескольку капель разбавле
н-
ных(2 н.)
соляной, серной и азотной кислот. Пробирку с концентрирова
н-
ной Н
2
S0
4

нагреть. Затем в каждую пробирку прибавить по одной капле
0,01 н. раствора роданида калия (или роданида аммония), который являе
т-
ся реактивом на Fе
3+
. Убедиться в том, что в соляной и разб
авленной се
р-
ной кислотах образуются ионы Fе
2+
, а в азотной и горячей ко
нцентрир
о-
ванной серной кислоте
-

ионы Fе
3+
. Почему? Написать уравнения реакций.

С
оединения железа
(II)

1.
В солях железа(II), вследствие частичного окисления на воздухе,
всегда
присутствуют соли железа(III). Поэтому во всех опытах по изуч
е-
нию свойств железа(II) следует брать более устойчивую кристаллическую
соль Мора(NН
4
)
2
S0
4

× FеS0
4

/6Н
2
0.

Для приготовления раствора 0,5
-
1 г
этой соли растворить в 10
-
20 мл дистиллированной воды.

В уравнениях
реакций вместо формулы соли Мора можно пользоваться формулой FеS0
4

.

Получение гидроксида железа (II)

2.

В пробирку, содержащую 2 мл раствора соли Мора, прибавить по
каплям 2 н. раствор щелочи. Свежеполученный осадок разделить на три
части и
испытать его отношение к

2н. соляной кислоте, щелочи. Что пр
о-
исходит с осадком при стоянии на воздухе? Написать уравнения реакций.

Получение сульфида железа (II)

3.

В пробирку налить 0,5
-
1 мл раствора соли Мора, прилить 1 мл ра
с-
твора сульфида аммония. Обра
зуется темный осадок. Испытать отнош
е-
33

ние осадка к разбавленным кислотам (соляной и уксусной) и к щелочам.
Написать уравнения реакций.

Гидролиз сульфата железа (II)

4.

Поместить в пробирку 5
-
6 капель нейтрального лакмуса и добавить
немного кристаллической с
оли Мора. Содержимое пробирки размешать и
по изменению окраски лакмуса определить реакцию среды. Написать
уравнение реакции гидролиза.

Восстановительные свойства иона Fе
2+

5.

В две пробирки поместить по 1 мл растворов К
2
Сr
2
О
7

и КМn0
4

, по
две капли 2 н. ра
створа серной кислоты и понемногу кристаллической с
о-
ли Мора. Наблюдать изменение цвета растворов. Написать уравнения р
е-
акций.

Качественная реакция на ион Fе
2+

6.

В пробирку с 0,5
-
1 мл раствора соли Мора прилить 1,5 мл раствора
гексацианоферрата(III) калия.

Отметить цвет осадка и написать уравнение
реакции образования турнбулевой сини.

Соединения железа (I
I
I)

Получение гидроксида железа (III)

7.

В пробирку, содержащую 1
-
2 мл 0,5 н. раствора соли железа(III),
прибавить 1 мл 2 н. раствора щелочи. Наблюдать
образование осадка. И
с-
пытать его отношение к кислоте и щелочи. Написать уравнения реакций.

Гидролиз солей железа (III)

8.

В пробирку налить 1
-
2мл 0,5 н. раствора с
оли железа(III) и приб
а-
вить 0,5
-
1 мл 0,5 н. раствора карбоната натрия. Наблюдать образование
осадка. Промыть осадок дистиллированной водой методом декантации.
Подействовать на него 2н. соляной кислотой и убедиться, что осадок не
является карбонатом железа. Написать уравнения реакций.

9.

Налить в пробирку 5 мл воды, нагреть до кипения и в кипящую в
о-
ду влить по каплям 1 мл раствора хлорида железа(III). Сравнить окраску
раствора хлорида железа в склянке и в кипящем растворе.

Составить уравнение реакции. Разлить в две пробирки, в одну из них
добавить соляной кислоты. Сравнить окраску растворов в пробир
ках. Дать
объяснение.


Качественные реакции на ион Fе
3+

10
.

В две пробирки поместить по 1
-
2 мл раствора соли железа(III). В
одну из них прилить 1 мл раствора гексацианоферрата(II) калия, в другую
-

1 мл раствора роданида аммония. Наблюдать образование темно
-
синего
осадка в первой пробирке и кроваво
-
красного окрашивания во втором.



34

Окислительные свойства иона Fе
3 +

11.

В

три пробирки поместить по 0,5
-
1 мл соли железа(III) и

п
одки
с-
лить 1
-
2 каплями соляной кислоты. В одну из них внести кусочек цинка
(
или
железа), в другую
-

раствор

сульфида натрия, в третью
-

1мл хлорида
олова(
II
). Убедиться, что во всех трех пробирках произошло восстановл
е-
ние. Написать уравнения реакций.

Соединения железа (
V
I)

12
.

В железном тигле на горелке нагреть смесь 1 г порошка желе
за, 2г
нитрата калия и 1 г едкого калия до наступления реакции (вспышка).
Сплав растворить в 30 мл воды, отлить часть в пробирку, а к остальному
добавить раствор хлорида бария до полного осаждения.

Какое вещество сообщает окраску раствору? Раствор феррата
калия
разлить в две пробирки, в одну из них добавить сероводородной воды, в
другую


немного 2н. раствора серной кислоты. Написать уравнения р
е-
акций.

К
обальт

Получение оксида кобальта (III) и его свойства

13.

Поместить в пробирку несколько кристалликов нит
рата кобал
ь-
та(II) и нагреть слабым пламенем горелки до полного выделения газоо
б-
разных продуктов. После о
хлаждения в пробирку добавить 2
-
3 капли ко
н-
центрированной соляной кислоты. Какой газ выделяется? Написать ура
в-
нения реакций.

Получение гидроксида кобаль
та (
ll
)

14.

В про
бирку с 1
-
2 мл 0,5н. раствора соли кобальта(II) прилить по
каплям 2н. раствор щелочи до образования синего осадка основной соли.
Раствор с осадком нагреть: выпадает осадок гидроксида кобальта(II) роз
о-
вого или красного цвета. При стоянии на

воздухе гидроксид кобальта(II)
окисляется до гидроксида кобальта(III). К осадку гидроксида кобальта(II)
прибавить несколько капель концентрированного раствора щелочи. Ос
а-
док частично растворяется. Почему? Написать уравнения реакций.

Получение гидроксида к
обальта (
lll
)

15.

В пробирку налить 1
-
2 мл 0,5н. раствора соли кобальта(II), приб
а-
вить 0,5

1 мл раствора щелочи. Выпадает осадок. Отметить цвет осадка.
Раствор с осадком разделить на две части . К одной добавить немного п
е-
роксида водорода, к другой


неско
лько капель бромной воды. Что пр
о-
исходит? Написать уравнения реакций.

Дегидратация солей кобальта (II)

16.

Несколько капель концентрированного раствора хлорида кобал
ь-
та(II) нагреть в пробирке. Как изменяется цвет раствора? Какой станови
т-
ся окраска при охла
ждении раствора?

35

17.

В три пробирки налить по нескольку капель концентрированного
раствора хлорида кобальта и добавить в первую пробирку концентрир
о-
ванную соляную кислоту, во вторую


немного кристал
лов хлорида
кальция, в третью
-
спирт. Объяснить изменение
окраски.

Комплексные соединения кобальта

18
.

Слить равные объемы концентрированных растворов хлорида к
о-
бальта и роданида аммония и отметить цвет полученного раствора. К п
о-
лученному раствору прибавлять по каплям воду до тех пор, пока синий
цвет раствора не изменится на розовый. Почему при разбавлении водой
изменяется окраска? К водному раствору добавить 2 мл смеси эфира с
амиловым спиртом, сильно взболтать. В какой цвет окра
шен эфирно
-
спиртовой раствор? Дать объяснение. Написать реакцию получения гекс
а-
роданокобальтата(II) аммония.

19
.

К 1
-
2 мл раствора хлорида кобальта прилить такой же объем ра
с-
твора хлорида аммония и избыток раствора аммиака. Образуется желтый
раствор хлорид
а гекса
ам
мин кобальта(II). Почему этот раствор при сто
я-
нии на воздухе постепенно становится розово
-
красным? Написать уравн
е-
ния реакций?

20.

К 1
-
2мл раствора хлорида кобальта прибавить избыток нитрита
калия, затем немного уксусной кислоты и нагреть. Выделяе
тся газ и вып
а-
дает желтый осадок гексанитрокобальтата(III) калия. Написать уравнение
реакции.

Качественные реакции на ион Со
2+

21.

В пробирку налить 1
-
2мл 0,5н. раствора соли кобальта(II) и пр
и-
бавить по каплям 0,5 н. раствор карбоната аммония. Выпадает оса
док. К
осадку добавить избыток осадителя. Что происходит? Написать уравнение
реакции.

22.

К 1
-
2мл 0,5н. раствора соли кобальта(II) прибавить 0,5

1 мл ра
с-
твора сульфида аммония. Образуется осадок. Отметить цвет осадка и и
с-
пытать его растворимость в разбавле
нных кислотах. Написать уравнения
реакций.


Н
икель

Получение оксидов никеля

23.

Укрепить горизонтально открытую стеклянную трубку и пом
е-
стить в нее 0,5 г нитрата никеля. Нагревать трубку в том месте, где нах
о-
дится соль, слабым пламенем горелки. Наблюдать
образование оксида н
и-
келя. Прокаливать дальше полученный непрочный оксид до перехода его
в другой оксид никеля. Несколько крупинок полученного оксида п
ерен
е-
сти в пробирку, добавить 2
-
3 капли 2 н. раствора соляной кислоты и сле
г-
ка подогреть. Что наблюдается
? Написать уравнения реакций.

36

Получение гидроксидов никеля

24.

В пробирку налить 1

2мл 0,5н. раствора соли никеля(II) и доб
а-
вить по каплям раствор щелочи. Отметить цвет выпавшего осадка гидро
к-
сида никеля(II). Изменяется ли осадок при стоянии на воздухе? Ис
пытать
растворимость осадка в избытке щелочи и в 2н. соляной кислоте.

25.

К части осадка гидроксида никеля(II) прилить немного раствора
перекиси водорода, а к другой части

бромной воды. В каком случае пр
о-
исходит окисление гидроксида никеля(ll)?Исследовать
растворимость
гидроксида никеля(III) в избытке щелочи и в кислоте. Написать уравнения
реакций.

Комплексные соединения никеля

26
.

В пробирку налить 1
-
2 мл концентрированного раствора соли н
и-
келя и прибавить по каплям 2 н. раствор щелочи
до выпадения осадка
.
Добавить 1
-
1,5 мл 25%
-
ного раствора аммиака. Почему растворяется ос
а-
док? Добавить к раствору 1 мл раствора сульфида натрия. Каков состав
вновь выпавшего осадка? Написать уравнения реакций.

27.

К 1

2 мл 0,5 н. раствора соли никеля добавить 1 мл воды и 1 м
л
аммиачного раствора диметилглиоксима. Реакция идет по уравнению


с образованием нерастворимого диметилглиоксимата никеля. Благодаря
очень интенсивной и яркой окраске осадка

(обратить внимание на цвет!),
эту реакцию, предложенную Л.А.Чугаевым, можно исп
ользовать для о
б-
наружения очень малых концентраций ионов никеля в растворе.








37

Таблица вариантов заданий

№ вар.

Номера заданий

№ вар.

Номера заданий

1

7,17(1),20

16

7, 17(16),28

2

6, 17(10),19

17

6, 17(17),29

3

5, 17(23),23

18

5, 17(18),30

4

4,
17(4),22

19

4, 17(19),31

5

3, 17(6),21

20

3, 17(20),32

6

2, 17(11),26

21

2, 17(21),33

7

1, 17(13),27

22

1, 17(22),34

8

15, 17(5),18

23

15, 17(23),35

9

14, 17(7),24

24

14, 17(24),36

10

13, 17(12),29

25

13, 17(25),37

11

12, 17(7),28

26

12, 17(26),38

12

11, 17(8),25

27

11, 17(27),39

13

10, 17(3),16(1,2)

28

10, 17(28),40

14

9, 17(14),16(3,4)

29

9, 17(29),41

15

8, 17(15),16(5,6)

30

8, 17(30),42



Приложенные файлы

  • pdf 7710633
    Размер файла: 772 kB Загрузок: 0

Добавить комментарий