Лабораторная работа №9: Хром, марганец. Цель: ознакомиться

Лабораторная работа №9: Хром, марганец.
Цель: ознакомиться с типичными свойсвами хрома, марганца и их соединений.
Оборудование и реактивы: химическая посуда, спиртовка, щипцы, хром, марганец и их
соединения.
Теоретическая часть:
Хром.
Хром находится в 6-й группе, в его электронной оболочке на два электрона больше, чем у титана.
В основном состоянии атом хрома содержит две полузаполненные оболочки: [Ar]3d54s1 с шестью
неспаренными электронами. Благодаря наличию шести валентных электронов и не очень высокой
электроотрицательности хрома (1,6) химия его очень богата и разнообразна: он проявляет все
степени окисления от -2 до +6. Как и в случае титана, самые низкие степени окисления (-2, -1,0 и +1)
проявляются только в комплексных соединениях с л-акцепторными лигандами, например в
карбониле Сг(СО)3. Наиболее характерна для хрома степень окисления +3 и, соответственно,
электронная конфигурация иона d3. В природе хром встречается в основном в виде соединений
Сг(Ш), например хромистого железняка FeO • Сг2О3, правда на Урале встречается красная свинцовая
руда РЬСгО4, в которой хром находится в степени окисления +6, характеризующейся выраженными
окислительными свойствами.
Хром представляет собой голубовато-серебристый металл, который легко растворяется в обычных
кислотах (разбавленных соляной, серной и др.), но пассивируется кислотами-окислителями типа
азотной и царской водки. При растворении металлический хром обычно окисляется до характерного
для него состояния Сг(Ш). Получают хром методами гидрометаллургии – электролизом
концентрированных растворов СгО3 или Cr2(SO4)3 в серной кислоте либо методами
пирометаллургии - восстановлением Сг2О3 алюминием в вакууме или в атмосфере водорода. При
необходимости хром рафинируют знакомым нам иодидным методом. Хром широко используется как
компонент специальных сталей и сплавов и применяется для хромирования металлических изделий электролитического нанесения декоративных и коррозионностойких покрытий.
Марганец.
Марганец находится в 7-й группе периодической системы, электронная конфигурация его атома
[As]3d54s2 включает полузаполненную d-оболочку. Марганец имеет много общего с хромом:
одинаковая электроотрицательность (1,6), простое вещество— это типичный металл, в соединениях
проявляется большой набор степеней окисления вплоть до высшей, равной номеру группы (от —2 до
+7). Наиболее характерны для марганца степени окисления +4 и +2. В природе марганец встречается
в основном в виде соединений Mn(IV), например пиролюзита МnО2 , nН2О.
Марганец представляет собой серебристо-белый металл, который на воздухе покрывается пятнами,
но далее не окисляется. Он очень медленно реагирует с водой при нагревании, образуя
малорастворимый гидроксид Мn(ОН)2. Подобно хрому, марганец получают пирометаллургическим
восстановлением рудных концентратов углеродом, кремнием или алюминием либо
электролитическим восстановлением MnSO4, образующегося при обработке марганцевых руд серной
кислотой. Основная часть вырабатываемого марганца применяется в сталеварении для удаления из
расплавленного металла кислорода и серы, а также для легирования сталей. В качестве компонента
сплавов марганец придает стали, алюминию и магнию прочность, твердость и устойчивость к
коррозии.
Экспериментальная часть:
Опыт 1: получение полутороокиси хрома.
Поместили несколько кристаллов дихромата аммония в пробирку и нагрели. Реакция
сопровождается вспышкой и искрами. В результате реакции образуются полутора хрома, азот и вода.
(NH4)2Cr2O7Cr2O3+N2+4H2O
Опыт2: тригидроокись хрома и ее свойства.
Налили в пробирку 5 капель раствора соли Cr(III) и добавили туда раствор гидрооксида натрия до
образования серо-зеленого осадка.
(NH4)2Cr2O7+2NaOHNa2CrO4+(NH4)2Cr2O7+H2O
Распределили осадок на 2 пробирки. В 1-ю добавили гидрооксид натрия, во 2-ю – соляную кислоту.
Добились полного растворения осадка.
(NH4)2Cr2O7+2NaOH Na2CrO4 + (NH4)2CrO4 + H2O
(NH4)2Cr2O7+14HCl2NH4Cl+2CrCl3+3Cl2+7H2O
Опыт 3: окисление хромита.
Налили в пробирку 5 капель соли хрома (III) и добавили в избытке раствор щелочи NaOH до
растворения выпавшего осадка. Заметили цвет получившегося раствора.
H3CrO3+3NaOHNa3[Cr(OH)6]
[Cr(OH)6]3-+2OH- -3eCrO42-+4H2O
H2O2+2e2OH2[Cr(OH)6]3- +3H2O22CrO42- +8H2O+2OHОпыт 4: переход хромата в дихромат и обратно.
Налили в одну пробирку раствор хромата калия, а в другую – дихромата калия. В первую пробирку
добавили серной кислоты, во вторую – щелочи KOH. Заметили цвета растворов до и после реакций.
Записали уравнения реакций.
2K2CrO4(желтый)+H2SO4K2Cr2O7(оранжевый) + K2SO4+H2O
K2Cr2O7(оранжевый)+2NaOH 2K2CrO4(желтый)+H2O
Опыт 5: окислительные свойства дихроматов.
В 4 пробирки налили по 5 капель раствора дихромата калия и такой же объем 2н. H2SO4. В 1-ю
пробирку прилили соль железа FeCl2, во 2-ю – раствор сульфита натрия, в 3-ю – нитрита натрия, в
4-ю – дихлорида олова. Наблюдали изменение окраски во всех пробирках с оранжевой на зеленую.
6FeCl2 + 7H2SO4 + K2Cr2O7  4FeCl3 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + Cr2(SO4)3
K2Cr2O7+H2SO4+Na2SO3 4Na2SO4 + Cr2(SO4)3 + 4H2O
K2Cr2O7 + 4H2SO4 + 3NaNO2 3NaNO3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 4H2O
K2Cr2O7 + 7H2SO4 + 6SnCl2  Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 3Sn2SO4 + 6Cl2 + 7H2O
Опыт 6: Обнаружение иона Cr3+.
На несколько капель соли CrCl3 подействовали аммиаком. Содержимое пробирки окрасилось в
голубой цвет из-за образования комплекса [Cr(NH3)6]3+. Это качественная реакция на обнаружение
ионов Cr3+. Записали уравнение реакции.
CrCl3 + 5NH3 [Cr(NH3)5Cl]Cl2
Опыт 7: Качественная реакция на ион CrO42-.
В одной пробирке смешали хромат калия и хлорид бария, в другой – дихромат калия хлорид бария. И
в первом и во втором случае в осадок выпадает BaCrO4. Это объясняется наличием в растворе
дихроматов равновесия между хромат-ионами и дихромат-ионами и тем, что ввиду значительно
меньшей растворимости BaCrO4 по сравнению с BaCr2O7 равновесие смещается в сторону BaCrO4
как менее растворимого соединения.
K2CrO4 + BaCl2 BaCrO4 + 2KCl
K2Cr2O7 + 2BaCl2+H2O 2BaCrO4 + 2KCl +2HCl
Опыт 8: свойства дигидроксида марганца.
В пробирку налил сульфата марганца и прибавили столько NaOH. Распределили осадок в две
пробирки. В первую добавили 2н. NaOH, во вторую – 2н. HCl. В первой пробирке осадок не
растворился, во второй – растворился. Сделали вывоч, сто Mn(OH)2 не амфотерен. Составили
уравнения реакций.
MnSO4+2NaOHNa2SO4+Mn(OH)2
Mn(OH)2+NaOH реакция не идет
Mn(OH)2+HClMnCl2+2H2O
Снова распределили осадок Mn(OH)2 в две пробики. В первой в качестве окислители использовали
кислород, содержащийся в воздухе, во второй – перекись водорода.
Mn(OH)2+O2+H2OMn(OH)3(бурый)
Mn+2 -1eMn3+ 4
O20 +4e2O2- 1
Mn(OH)2+H2O2MnO2+2H2O
Mn+2 -1eMn3+ 2
O2- +2e2O21
Опыт 9: окисление ионами MnO4 в кислом, нейтральном и щелочном растворах.
Налил в 3 пробирки по 5 капель KMnO4. В одну из них добавили такой же объем разбавленной
серной кислоты, во вторую – концентрированную щелочь NaOH, в третью ничего не добавляли. Во
все пробирки прибавили раствор сульфита натрия, пока, в 1-й пробирке раствор не обесцветился, во
2-й – не выпал бурый осадок, в 3-й – раствор не окрасился в зеленый цвет. Составили уравнения
реакций.
2KMnO4+5Na2SO3 + 3H2SO4  5Na2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O + K2SO4
2KMnO4+2NaOH+Na2SO3 Na2SO4 + 2Na2MnO4 + H2O
3Na2SO3 + 2KMnO4+ H2O  3Na2SO4 + 2MnO2 + 2KOH
Опыт 10: взаимодействие перманганата калия с перекисью водорода.
В пробирку поместили 1мл перекиси водорода, добавили несколько капель раствора серной кислоты
и несколько капель перманганата калия. Заметили выделение пузырьков газа, по-видимому
кислорода, так как при опускании в пробирку тлеющей лучинки она вспыхнула. Составили
уравнение реакции.
5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4  5O2↑ + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O
Вывод: ознакомились с типичными свойсвами хрома, марганца и их соединений. Получили
полутороокись и тригидроокись хрома. Произвели переход из хромата в дихромат и обратно.
Обнаружили ионы Cr3+ и CrO42- в растворе. Проверили окислительные свойства перманганата калия.
Провели окисление ионами MnO4- в кислом, нейтральном и щелочном растворах.