Тестовый контроль по теме d -металлы

↑

▷ Содержание

⇐ ПредыдущаяСтр 23 из 29Следующая ⇒

1. ПИРИТ ЖЕЛЕЗА (П) ИМЕЕТ ФОРМУЛУ:

  1) FeSO₄    

  2) Fe₂S  

 3) FeS₂ 

  4) FeO

Правильный ответ: 3)

2. ВЫСШУЮ СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ МАРГАНЕЦ ПРОЯВЛЯЕТ В:

  1) К₂MnO₄   

   2) MnSO₄     

  3) KМnO₄    

  4) MnO₂

Правильный ответ: 3)

3. РЕАКЦИЯ ГИДРОЛИЗА ПО ПЕРВОЙ СТУПЕНИ FeCI₃:

 1) FeОНС1₂  

  2) Fe(ОН)₂С1 

 3) Fe(ОН)₃      

 4) не гидролизуется

Правильный ответ: 1)

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

  1) FeSO₄ и КОН         

   2) FeS и КОН   

   3) FeС1₂ и NaOH    

   4) Fe(NO₃)₂ и А1(ОН)₃

Правильный ответ1)

5. ИОН CU²⁺ ИМЕЕТ ЭЛЕКТРОННУЮ ФОРМУЛУ:

  1) 3 d⁹4S²    

  2) 3d¹⁰4S¹4P⁰  

  3) 3d⁹4S⁰4P⁰    

     4) 3d¹⁰4S⁰

Правильный ответ: 3)

6. К.Ч. Fe²⁺ В ГЕМОГЛОБИНЕ

  1) +2         

    2) +3      

   3) 4     

  4)6

Правильный ответ: 4)

7. КАКОМУ ИОНУ СООТВЕТСТВУЕТ ФОРМУЛА: 1S²2S²2P⁶3S²3P⁶3d⁶

  1) As⁵⁺    

    2) Ca²⁺   

    3) Fe²⁺ 

     4) Br^-3

Правильный ответ:3)

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

KМnO₄ + SO₂ + Н₂О→ K₂SO₄+ MnSO₄+ H₂SO₄

    1)  10 

    2)  12 

    3) 14   

    4) 13

Правильный ответ:3)

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

   1)   0  

   2) +2   

      3) -2   

  4) +4

Правильный ответ: 2)

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

1) бурый цвет     

 2) зеленый цвет

  3) малиновый  

4) образует осадок

Правильный ответ: 3)

Химия d -элементов

Введение

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

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

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

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

Значимость изучаемых элементов

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

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

Из соединений марганца как дезинфицирующее средство применяют.

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

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

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

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

Соединения ртути ядовиты и требуют при работе с ними осторожности.

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

Лабораторная работа

«Химические свойства d -элементов».

Хром

Химические свойства гидроокиси хрома Cr(OH)₃

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

Опыт 2. а) Окисление трехвалентного хрома перекисью водорода

Выплолнение реакции:

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

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

Выполнение реакции:

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

Характерные реакции  ионов трехвалентного хрома

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

NaCrO₂ + 2H₂O → Cr(OH)₃↓ + NaOH

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

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

4. Окисление хрома (III) до хрома (VI) могут быть осуществленны действием различных окислителей, например H₂O₂,Na₂O₂,CI_2, KMnO₄, (NH₄)₂S₂O₈  и т.п.  В щелочной среде образуются  CrO₄^2-–ионы. Окисление в кислой среде приводит к образованию Cr₂O₇^2-–ионов. Учитывая сказанное, рассмотрим оба случая окисления отдельно.

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

2CrO₂^- + 3 H₂O₂ + 2OH^-→ 2 CrO₄^2- +4H₂O

 При действии бромной водой реакция идет по уравнению:

2CrO₂^- + 3 Br₂ + 8OH^-→ 2 CrO₄^2-  + 6 Br^-+4H₂O

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

Реакция протекает по уравнению:

2Cr³⁺ +2 S₂O₈^2- + 7 H₂O →Cr₂O₇ ^2- +6 SO₄^2- + 14H⁺

Аналогично персульфату действует на  Cr³⁺перманганат калия:

2Cr³⁺ +2 MnO₄^2- + 5 H₂O →2 MnO(OH)₂↓+ Cr₂O₇ ^2- +6H⁺

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

  Железо

Реакции Fe ³⁺ –ионов.

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

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

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

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

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

Fe³⁺ + 6 SCN^-→[Fe(SCN)₆]^3-

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

4Fe³⁺ + 3[Fe(CN)₆]^4- → Fe₄[Fe(CN)₆]₃↓

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

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

               Fe³⁺ + 2HPO₄^2-→ FePO₄↓ +H₂PO₄^-

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

Реакции Fe ²⁺ – ионов

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

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

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

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

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

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

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

Выполнение реакции:

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

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

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

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

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

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

2Fe²⁺ + 4OH- + H₂O₂ → 2Fe(OH)₃↓

     Реакции – Mn²⁺ ионов.

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

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

Mn²⁺ + 2 OH- →Mn(OH)₂↓

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

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

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

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

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

а) Окисление перекисью водорода:

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

Mn²⁺ +4OH^- -2e → MnO₂ +2H₂O

H₂O₂ + 2 e → 2OH^-

Познавательные статьи:



Коммуникативные барьеры и пути их преодоления

Рынок недвижимости. Сущность недвижимости

Решение задач с использованием генеалогического метода

История происхождения и развития детской игры