Мета заняття:добутикальцій оксид, дослідити його властивості та особливості взаємоперетворення хроматів у дихромати, якісні реакції на йони Fе2+, Fе3+.
Досліди:
1. Добування оксиду кальцію розкладанням карбонату кальцію і його
гідратація.
2. Взаємоперетворення хроматів і дихроматів.
3. Якісні реакції на солі Феруму(ІІ) і Феруму (ІІІ).
ферум /ІІ/ хлорид /FeCl2/, вода дистильована /Н2О/, лакмусовий папірець.
Обладнання:
штатив з пробірками, фарфорова чашка, скляна паличка, спиртівка,
щипці тигельні.
& Теоретичне обґрунтування теми
На зовнішньому енергетичному рівні металічних елементів містяться
один-два, рідше три електрони, які легко їх віддають і виявляють відновні властивості. Атоми металічних елементів утворюють між собою металічний зв’язок. Метали у твердому стані існують у вигляді кристалів з металічною кристалічною ґраткою.
У відповідності з особливостями електронної будови атомів метали поділяють на метали головних і метали побічних підгруп. Метали головних підгруп характеризуються послідовним заповненням електронами зовнішнього енергетичного рівня (s- або р-підрівнів). В атомах металів побічних підгруп відбувається добудування передзовнішнього енергетичного рівня (d- i f-підрівнів). Це зумовлює відмінності у властивостях металів головних і побічних підгруп (див. таблиця 2).
Кальцій (лужноземельний метал) належить до металів головних підгруп періодичної системи Д.І. Менделєєва. У сполуках виявляє постійний ступінь окиснення +2. На повітрі повільно реагує з киснем і водяною парою, утворюючі, відповідно, основний оксид і основу:
2Са + О2 → 2СаО,
Са + 2Н2О → Са(ОН)2 + Н2↑, тому його зберігають під шаром гасу.
Кальцій оксид взаємодіє з водою з виділенням значної кількості теплоти:
СаО + Н2О → Са(ОН)2 + Q ( процес гасіння вапна).
У промисловості його добувають випалюванням природних карбонатів:
СаСО3 t0C→ СаО + СО2.
Як сполуки з основними властивостями оксид і гідроксид кальцію взаємодіють з кислотними та амфотерними оксидами, кислотами, амфотерними гідроксидами. Кальцій гідроксид при нагріванні розкладається:
Са(ОН)2t0C→ СаО + Н2О.
Найбільшого практичного значення серед солей Кальцію набули карбонати, сульфати, а також кислі солі ортофосфати.
Таблиця 4 Порівняльна характеристика металів головних і побічних
Підгруп та їх сполук
Метали головних підгруп
Метали побічних підгруп
Валентними в їх атомах є s- і р- електрони зовнішнього енергетичного рівня
Валентними в їх атомах є s-електрони зовнішнього і d-електрони передзовнішнього енергетичного рівнів
Мають одне значення ступеня окиснення (лужні метали +1, лужноземельні +2, Аl - +3)
Мають змінні ступені окиснення (від +2, найчастіше, до максимального, що відповідає номеру групи).
Оксиди і гідроксиди лужних лужноземельних металів виявляють основні властивості, Аl і його сполуки – амфотерні.
Утворюють оксиди та гідроксиди кислотно-основного характеру, що відрізняються за складом і властивостя-ми (елементи в нижчій ступені окислення утворюють сполуки, які проявляють основні властивості, у вищій - кислотні, в проміжній - амфотерні).
Відновні властивості зі збільшенням зарядів атомних ядер:
- у періодах – слабшають;
- у групах – посилюються.
Відновні властивості зі збільшенням зарядів атомних ядер:
- у періодах – майже не змінюються;
- у побічних групах, як правило, слабшають.
-
Характерне утворення комплексних сполук.
Хром і Ферумналежать до металів побічних підгруп.
Хром у сполуках виявляє ступені окиснення від +1 до +6. Найбільш стійки сполуки Хрому мають ступені окиснення +2, +3, +6.
Сполуки Сr(ІІ) - сильні відновники, легко окиснюються, перетворюючись на сполуки хрому (ІІІ). Сполуки хрому(VІ) - сильні окисники, легко відновлюються до сполук хрому (Ш). Сполуки з проміжним ступенем окиснення, тобто сполуки хрому (ІІІ), можуть при взаємодії з сильними відновниками виявляти окисні властивості, переходячи у сполуки хрому(ІІ), а при взаємодії з сильними окисниками виявляти відновні властивості, перетворюючись на сполуки хрому (VІ).
Хромові кислоти утворюють два ряди солей: хромати/жовті – колір хромат-іона СrО42-/ і дихромати/червоні – колір дихромат-іона Сr2О72-/ , які здатні до взаємоперетворення при зміні реакції середовища.
Хромати і дихромати є окисниками.
Ферум у сполуках найчастіше виявляє ступені окиснення +2 і +3: в ступені окиснення +2 виявляє відновлювальні властивості, а в ступені окиснення +3 – окисні властивості.
Катіон Феруму(П) виявляють за допомогою калій гексаціаноферату К3[Fе(СN)6] (червона кров'яна сіль). При взаємодіїгексаціаноферат(ІІІ) йонів[Fе(СN)6]3- з катіонами феруму (ІІ) Fе2+ утворюється темно-синій осад – ферум (ІІ) гексаціаноферат (ІІІ) Fе3[Fе(СN)6]2 (турнбулева синь).
Катіон Феруму (Ш) виявляють за допомогою амоній тіоціанату NН4SСN або калій тіоціанату КSСN. При взаємодії іона SСN- з катіоном феруму(Ш) Fе3+ утворюється ферум (ІІІ) тіоціанат Fe(SСN)3 криваво-червоного кольору.
Щоб виявити катіон Fе3+ , використовують також комплексну сполуку — калій гексаціаноферат К4[Fе(СN)6] (жовта кров'яна сіль): при взаємодіїгексаціаноферат(ІІ) іонів[Fе(СN)6]4- з катіонами феруму (ІІІ) Fе3+ утворюється темно-синій осад ферум (ІІІ) гексаціаноферат (ІІ) Fе4[Fе(СN)6]3 (берлінська блакить).