Аналитическое определение меди

↑

▷ Содержание

⇐ ПредыдущаяСтр 4 из 4

При внесении солей меди в пламя горелки, пламя окрашивается в зелёно-голубой цвет.

В отсутствии других катионов (например, никеля), ионы меди можно обнаружить по характерной голубой (зелёно-голубой) окраске раствора и по переходу окраски в ярко-синий в присутствии аммиака.

При пропускании через раствор, содержащий ионы меди, сероводорода наблюдается выпадение черного осадка:

Cu²⁺ + Н₂S = CuS¯ + 2Н⁺

Применение меди

Металлическая медь используется в электротехнике, при производстве труб, теплообменных устройств. Широко используются сплавы на основе меди – бронзы, латуни. Соединения меди применяются в качестве катализаторов.

Цинк

Цинк мягкий белый металл, на воздухе покрыт прочной оксидной пленкой. Основные минералы – сульфид и карбонат цинка. Для получения металлического цинка их обжигают:

ZnCO₃  ZnO + CO₂

2ZnS + 3O₂  2ZnO + 2SO₂

Полученный оксид восстанавливают углеродом:

ZnO + С  Zn + СO

Химические свойства цинка

Цинк активный металл, сильный восстановитель, во всех соединениях проявляет степень окисления +2. Реагирует с кислородом, галогенами, серой.

Цинк реагирует со многими сложными веществами:

– проявляет амфотерные свойства, реагирует и с кислотами, и со щелочами, например:

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂­

Zn + 2NaOH + 2Н₂O = Na₂[Zn(OH)₄] + H₂­

– цинк проявляет все свойства металла средней активности, реагируя с растворами кислотами, солей, водяным паром при высокой температуре;

– как типичный d -элемент, цинк легко образует комплексные соединения, например аммиачные комплексы. Так, осадок амфотерного гидроксида цинка растворяется в избытке раствора аммиака:

Zn(OH)₂ + 4NH₃×Н₂O = [Zn(NH₃)₄](OH)₂ + 4Н₂O

Это свойство позволяет различить амфотерные Al(OH)₃ и Zn(OH)₂: Al (OH)₃ в растворе аммиака не растворяется.

Применение цинка

Большое количество цинка идет на производство оцинкованной стали – покрытие более активным металлом предохраняет железо от коррозии. Цинк компонент многих сплавов, например, латуни. Оксид цинка – белый пигмент для красок. В лаборатории металлический цинк применяется в качестве восстановителя.

Хром

Хром – твёрдый металл серебристого цвета. Многие соединения хрома красиво окрашены, название элемент получил от греческого слова crwma – цвет.

Основные соединения хрома – хромистый железняк (хромит) FeO·Cr₂O₃ и хромат свинца, минерал крокоит PbCrO₄.

Хром – типичный металл средней активности. Из особенных свойств нужно отметить, что хром (подобно железу и алюминию), пассивируется в холодных концентрированных серной и азотной кислотах; кроме того, хром не растворяется в растворах щелочей.

Хром проявляет несколько устойчивых степеней окисления: +2, +4, +6. Большинство соединений хрома характерно окрашены, поэтому реакции с участием хрома идут с изменением окраски. Подобные реакции часто встречаются в задачах повышенной сложности. Рассмотрим соединения хрома и реакции, которые обязательно знать.

Соединения хрома(II) очень неустойчивы, легко окисляются до соединений Cr⁺³, например при стоянии на воздухе:

4Cr(OH)₂ + O₂ + 2Н₂O = 4Cr(OH)₃

CrO и Cr(OH)₂ имеют основной характер.

Соединения хрома(III) зеленого или серо-зеленого цвета. Cr(OH)₃ и Cr₂O₃ проявляют амфотерные свойства, например:

Cr₂O₃ + 2NaOH = 2NaCrO₂ + Н₂O

В жестких условиях, соединения Cr⁺³ можно окислить до Cr⁺⁶:

2Сr(ОН)₃ + 4NаОН (конц.) + 3Н₂O₂ (конц.) ® 2Na₂СrO₄ + 8Н₂O

2CrCl₃ + 16КOH + 3Br₂ ® 6КBr + 6NaCl + 8H₂O + 2К₂CrO₄

Соединения Cr(III) могут проявлять и восстановительные свойства:

Zn + 2CrCl₃ ® 2CrCl₂ + ZnCl₂

Соединения хрома(VI)

Оксид хрома(VI) CrO₃ – типичный кислотный оксид, растворяется в воде с образованием кислот:

2CrO₃ + Н₂O ® H₂Cr₂O₇

CrO₃ + Н₂O (изб.) ® H₂CrO₄

В растворах щелочей CrO₃ образует соли хроматы лимонно-жёлтого цвета:

CrO₃ + 2KOH ® K₂CrO₄ + H₂O

В кислой среде хроматы превращаются в оранжевые дихроматы:

2K₂CrO₄ + H₂SO₄ ® K₂Cr₂O₇ + K₂SO₄ + H₂O

В щелочной среде снова образуются хроматы:

K₂Cr₂O₇ + 2KOH → 2K₂CrO₄ + H₂O

Все соединения хрома(VI) – сильные окислители, в нейтральной среде образуются соли хрома(III), в нейтральной – Cr(OH)₃, в щелочной – гидроксокомплексы, например:

K₂Cr₂O₇ + 7H₂SO₄ + 6FeSO₄ ® Cr₂(SO₄)₃ + 3Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 7H₂O

2K₂CrO₄ + 5H₂O + 3NaNO₂ ® 2Cr(OH)₃¯+ 3NaNO₃ + 4KOH

2K₂CrO₄ + 8H₂O+3K₂S ® 2K₃[Сr(ОН)₆]+3S¯ + 4KOH

Познавательные статьи:



Формы дистанционного обучения

Передача мяча двумя руками снизу

Значение правильной осанки для жизнедеятельности человека

Основные ошибки при выполнении передач мяча на месте