Кислотно основные свойства соединений металлов

Периодический закон

Периодический закон был открыт Д.И. Менделеевым в 1868 году. Его современная формулировка: свойства химических элементов и образуемых ими соединений (простых и сложных) находятся в периодической зависимости от величины заряда атомного ядра.

Периодический закон лежит в основе современного учения о строении вещества. Периодическая система Д.И. Менделеева является наглядным отражением периодического закона.

В периодической таблице элементы расположены в порядке увеличения атомного заряда, группируются в «строки и столбцы» — периоды и группы.

Период — ряд горизонтально расположенных химических элементов. 1, 2 и 3 периоды называются малыми, они состоят из одного ряда элементов. 4, 5, 6 — называются большими периодами, они состоят из двух рядов химических элементов.

Группой называют вертикальный ряд химических элементов в периодической таблице. Элементы собраны в группы на основе степени окисления в высшем оксиде. Каждая из восьми групп состоит из главной подгруппы (а) и побочной подгруппы (б).

Периодическая таблица Д.И. Менделеева содержит колоссальное число ответов на самые разные вопросы. При умелом ее использовании вы сможете предполагать строение и свойства веществ, успешно писать химические реакции и решать задачи.

Радиус атома

Радиусом атома называют расстояние между атомным ядром и самой дальней электронной орбиталью. Это не четкая, а условная граница, которая говорит о наиболее вероятном месте нахождения электрона.

В периоде радиус атома уменьшается с увеличением порядкового номера элементов («→» слева направо). Это связано с тем, что с увеличением номера группы увеличивается число электронов на внешнем уровне. Запомните, что для элементов главных подгрупп номер группы равен числу электронов на внешнем уровне.

С увеличением числа электронов они становятся более скученными, так как притягиваются друг к другу сильнее: это и есть причина маленького радиуса атома.

Чем меньше электронов, тем больше у них свободы и больше радиус атома, поэтому радиус увеличивается в периоде «←» справа налево.

В группе радиус атома увеличивается с увеличением заряда атомных ядер — сверху вниз «↓». Чем больше период, тем больше электронных орбиталей вокруг атома, соответственно, и больше его радиус.

С уменьшением заряда атома в группе радиус атома уменьшается — снизу вверх «↑». Это связано с уменьшением количества электронных орбиталей вокруг атома. Для примера возьмем атомы бора и алюминия, элементов, расположенных в одной группе.

Период, группа и электронная конфигурация

Обратите внимание еще раз на важную деталь: элементы, находящиеся в одной группе (главной подгруппе!), имеют сходную конфигурацию внешнего уровня. Так у бора на внешнем уровне расположены 3 электрона, у алюминия — тоже 3. Оба они в III группе.

Такая закономерность иногда может сильно облегчить жизнь, однако у элементов побочных подгрупп она отсутствует — там нужно считать электроны «вручную», располагая их на электронных орбиталях.

Раз уж мы повели речь об электронных конфигурациях, давайте запишем их для бора и алюминия, чтобы лучше представлять их внешний уровень и увидеть то самое «сходство»:

B₅ — 1s 2 2s 2 2p 1
Al₁₃ — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1

Общую электронную конфигурацию для элементов III группы главной подгруппы можно записать ns 2 np 1 . Это будет работать для бора, внешний уровень которого 2s 2 2p 1 , алюминия — 3s 2 3p 1 , галия — 4s 2 4p 1 , индия — 5s 2 5p 1 и таллия — 6s 2 6p 1 . За «n» мы принимаем номер периода.

Правило составления электронной конфигурации, которое вы только что увидели, универсально. Если вы имеете дело с элементом главной подгруппы, то увидев номер группы вы знаете, сколько электронов у него на внешнем уровне. Посмотрев на период, знаете номер его внешнего уровня.

Вам остается только распределить известное число электронов по s и p ячейкам, а затем подставить номер периода — и вот быстро получена конфигурация внешнего уровня. Предлагаю посмотреть на примере ниже 🙂

Очень надеюсь, что теперь вы знаете: только глядя на положение элемента в периодической таблице, на группу и период, в которых он расположен, вы уже можете составить конфигурацию его внешнего уровня. Безусловно, это для элементов главных подгрупп. Повторюсь: у побочных — только «вручную».

Длина связи

Длина связи — расстояние между атомами химически связанных элементов. Очевидно, что понятия длины связи и атомного радиуса взаимосвязаны напрямую. Чем больше радиус атома, тем больше длина связи.

Убедимся в этом на наглядном примере, сравнив длину связей в четырех веществах: HF, HCl, HBr, HI.

Чем больше радиусы атомов, которые образуют химическую связь, тем больше между ними и длина связи. Радиус атома водорода неизменен во всех трех веществах, а в ряду F → Cl → Br → I происходит увеличение радиуса атома. Наибольшим радиусом обладает йод, поэтому самая длинная связь в молекуле HI.

Металлические и неметаллические свойства

В периоде с увеличением заряда атома металлические свойства ослабевают, неметаллические — усиливаются (слева направо «→»). В группе с увеличением заряда атома металлические свойства усиливаются, а неметаллические — ослабевают (сверху вниз «↓»).

Сравним металлические и неметаллические свойства Rb, Na, Al, S. Натрий, алюминий и сера находятся в одном периоде. Металлические свойства возрастают S → Al → Na. Натрий и рубидий находятся в одной группе, металлические свойства возрастают Na → Rb.

Таким образом, самые сильные металлические свойства проявляет рубидий, но с другой стороны — у него самые слабые неметаллические свойства. Сера обладает самыми слабыми металлическими свойствами, но, если посмотреть по-другому, сера — самый сильный неметалл.

Распределение металлов и неметаллов в периодической таблице также является наглядным отображением этого правила. Если провести условную линию, проходящую от бора до астата, то справа окажутся неметаллы, а слева — металлы.

Основные и кислотные свойства

Основные свойства в периоде с увеличением заряда атома уменьшаются, кислотные — возрастают. В группе с увеличением заряда атома основные свойства усиливаются, а кислотные — ослабевают.

Кислотные и основные свойства противопоставлены друг другу, как противопоставлены металлические и неметаллические. Где первые усиливаются, вторые — убывают. Все аналогично, поэтому смело ассоциируйте одни с другими, так будет гораздо легче запомнить.

Замечу, что здесь есть одно важное исключение. Как и в общем случае: исключения только подтверждают правила. В ряду галогенводородных кислот HF → HCl → HBr → HI происходит усиление кислотных свойств (а не ослабление, как должно быть по логике нашего правила).

Это можно объяснить в темах диссоциации и химических связей. Когда мы дойдем до соответствующей темы, я напомню про HF и водородные связи между молекулами, которые делают эту кислоту самой слабой. Сейчас воспринимайте это как исключение: HF — самая слабая из этих кислот, а HI — самая сильная.

Восстановительные и окислительные свойства

Восстановительные свойства в периоде с увеличением заряда атома ослабевают, окислительные — усиливаются. В группе с увеличением заряда атома восстановительные свойства усиливаются, а окислительные — ослабевают.

Ассоциируйте восстановительные свойства с металлическими и основными, а окислительные — с неметаллическими и кислотными. Так гораздо проще запомнить 😉

Электроотрицательность (ЭО), энергия связи, ионизации и сродства к электрону

Электроотрицательность — способность атома, связанного с другими, приобретать отрицательный заряд (притягивать к себе электроны). Мы уже касались ее в статье, посвященной степени окисления. Это важное свойство, ведь более ЭО-ый атом притягивает к себе электроны и уходит в отрицательную степень окисления со знаком минус «-«.

Все перечисленные в подзаголовке свойства вместе с ЭО усиливаются в периоде с увеличением заряда атома, в группе с увеличением заряда атома они ослабевают. Таким образом, самый электроотрицательный элемент расположен справа вверху таблицы Д.И. Менделеева — это фтор.

Для примера сравним ЭО-ость атомов Te, In, Al, P. Индий расположен в одной группе с алюминием, ЭО-ость In → Al возрастает (снизу вверх). Алюминий расположен в одном периоде с серой, ЭО-ость возрастает Al → S (слева направо). Сравнивая серу и теллур, мы видим, что сера расположена в группе выше теллура, значит и ее электроотрицательность тоже выше.

Энергия связи (а также ее прочность) возрастают с увеличением электроотрицательности атомов, образующих данную связь. Чем сильнее атом тянет на себя электроны (чем больше он ЭО-ый), тем прочнее получается связь, которую он образует.

Понятию ЭО-ости «синонимичны» также понятия сродства к электрону — энергии, выделяющейся при присоединении электрона к атому, и энергии ионизации — количеству энергии, которое необходимо для отщепления электрона от атома. И то, и другое возрастают с увеличением электроотрицательности.

Продемонстрирую на примере. Сравним энергию связи в трех молекулах: H₂O, H₂S, H₂Se.

Высшие оксиды и летучие водородные соединения (ЛВС)

В периодической таблице Д.И. Менделеева ниже 7 периода находится строка, в которой для каждой группы указаны соответствующие высшие оксиды, ниже строка с летучими водородными соединениями.

Для элементов главных подгрупп начиная с IV группы (в большинстве случае) максимальная степень окисления (СО) определяется по номеру группы. К примеру, для серы (в VI группе) максимальная СО = +6, которую она проявляет в соединениях: H₂SO₄, SO₃.

В таблице видно, что для VIa группы формула высшего оксида RO₃, а, к примеру, для IIIa группы — R₂O₃. Напишем высшие оксиды для веществ из VIa : SO₃, SeO₃, TeO₃ и IIIa группы: B₂O₃, Al₂O₃, Ga₂O₃.

На экзамене строка с готовыми «высшими» оксидами, как в таблице наверху, может отсутствовать. Считаю важным подготовить вас к этому. Предположим, что эта строчка внезапно исчезла из таблицы, и вам нужно записать высшие оксиды для фосфора и углерода.

С летучими водородными соединениями (ЛВС) ситуация аналогичная: их может не быть в периодической таблице Д.И. Менделеева, которая попадется на экзамене. Я расскажу вам, как легко их запомнить.

ЛВС характерны для IV, V, VI и VII группы. Элементы этих групп более электроотрицательны, чем водород, поэтому ходят в «-» отрицательную СО. Минимальная степень окисления для элементов главных подгрупп, начиная с IV группы, может быть рассчитана так: номер группы — 8.

Например, для углерода минимальная СО = 4-8 = -4; для азота 5-8 = -3; для кислорода 6-8 = -2; для фтора 7-8 = -1. Для того, чтобы запомнить ЛВС, вы должны ассоциировать IV, V, VI и VII группы с хорошо известными вам веществами: метаном, аммиаком, водой и фтороводородом.

Так как общее строение ЛВС в пределах одной группы сходно, то, вспомнив например H₂O для кислорода в VI группе, вы легко найдете формулы других ЛВС VI группы: серы — H₂S, H₂Se, H₂Te, H₂Po.

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник

Свойства соединений d-металлов

Марганец, проявляя в соединениях степени окисления +2, +3, +4, +6 и +7, образует следующие оксиды, соответствующие им гидроксиды и соли:

+2 MnO	+3 Mn₂O₃	+4 MnO₂	+6 MnO₃	+7 Mn₂O₇
Mn(OH)₂	Mn(OH)₃	Mn(OH)₄	H₂MnO₄	HMnO₄

основные	амфотерные	кислотные
MnSO₄	Mn₂(SO₄)₃	Mn(NO₃)₄ Na₄MnO₄	K₂MnO₄	KMnO₄

Кислотно-основные свойства этих соединений изменяются с ростом степени окисления от основных через амфотерные к кислотным. Причина такого изменения свойств объясняется изменением сравнительной прочности связей Ме–О и О–Н. С увеличением степени окисления металла и уменьшением его радиуса происходит упрочнение связи Me–О и ослабление связи О–Н.

Окислительно-восстановительные свойства соединений d-металлов также изменяются с повышением степени окисления. Соединения d-металлов в высшей степени окисления проявляют только окислительные свойства:

Соединения, содержащие d-элемент в промежуточной степени окисления, могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства:

MnO₂ + 2H₂O –3ē → MnO₄ – + 4H +

NaBiO₃ + 4H + +2ē → BiO + + Na + + 2H₂O

2MnO₂ + 4H₂O + 3NaBiO₃ + 12Н + → 2МnО₄ – +8H + + 3BiO + + 3Na + + 6H₂O 2MnO₂ + 3NaBiO₃ + 6HNO₃ = 2HMnO₄ + 3BiONO₃ + 3NaNO₃ + 2H₂O

У соединений, содержащих d-элемент в низшей положительной степени окисления (+1, +2), преобладают восстановительные свойства, например, гидроксид железа (II) легко окисляется на воздухе:

Fe(OH)₂ + OH – –ē → Fe(OH)₃

O₂ + 2H₂O +4ē → 4OH –

4Fe(OH)₂ + О₂ + 2Н₂О = 4Fe(OH)₃

Некоторые соединения d-элементов в промежуточной степени окисления способны к диспропорционированию (самоокислению-самовосстановлению).

MnO₄ 2– –ē → MnO₄ –

MnO₄ 2– + 2H₂O +2ē → MnO₂ + 4OH –

3MnO₄ 2– + 2H₂O = 2 MnO₄ – + MnO₂ + 4OH –

Окислительно-восстановительные свойства соединений d-элементов зависят от их устойчивости. С повышением устойчивости соединений в высшей степени окисления их окислительные свойства ослабевают:

Особым свойством d-элементов является их способность к комплексообразованию.

Контрольные вопросы

1. Опишите особенности электронного строения металлов побочных подгрупп.

2. Опишите общие физические свойства d-элементов.

3. Охарактеризуйте окислительно-восстановительные свойства соединений d-металлов в различных степенях окисления.

4. Проанализируйте изменение прочности связи Mn–O в оксидах: MnO, Mn₂O₃, MnO₂, Mn₂O₇.

4. Охарактеризуйте изменение кислотно-основных свойств соединений d-металлов с повышением степени окисления элемента.

5. Рассмотрите способы получения d-металлов.

Примеры выполнения заданий

Пример 1. Выполнение задания 1 разобрано в главе 3 (пример 1).

Пример 2. Какими кислотно-основными свойствами обладают следующие соединения d-металлов: CrO₃, Zn(OH)₂, Fe(OH)₂?

Поскольку многие d-металлы могут проявлять переменную степень окисления, то характер их соединений может меняться с увеличением степени окисления от основного через амфотерный к кислотному. По определению, к основным оксидам относят оксиды металлов в степени окисления +1, +2, им соответствуют гидроксиды – основания. Основные оксиды и гидроксиды взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду. К кислотным оксидам относят оксиды неметаллов и металлов в степени окисления ³ +4, им соответствуют гидроксиды – кислоты. Кислотные оксиды и кислоты взаимодействуют с основаниями с образованием соли и воды. Амфотерные соединения (оксиды и гидроксиды Be 2+ , Al 3+ , Zn 2+ , Sn 2+ , Pb 2+ , Cr 3+ ) проявляя двойственный характер, взаимодействуют и с кислотами и со щелочами CrO₃ – кислотный оксид, хром находится в своей высшей степени окисления +6.

2) Zn(OH)₂ – амфотерный гидроксид.

Fe(OH)₂ – основной гидроксид, железо находится в своей низшей положительно степени окисления +2.

Пример 3. Выполнение задания 3 разобрано в главе 8 (пример 5).

Задания для самостоятельной работы

Задание 1.Составьте полные электронные формулы и графические формулы валентного слоя элементов d-семейства:

Вариант
Элемент №	21,84	28,80	23,78	25,76	24,77	27,74	40,73	42,75
Вариант
Элемент №	45, 30	22,79	44,72	29,41	26,41	47,57	48,89

Задание 2.Составьте формулы оксида и гидроксида металла в указанной степени окисления. Приведите уравнения реакций, демонстрирующие кислотно-основной характер этих соединений.

Вариант
Металл	V +5	Mn +2	Cr +3	Fe +2	Ni +2	Cu +	Mn +7
Вариант
Металл	Cr +6	Ag +	Cu 2+	Cr +2	W +6	Mo 2+	Zn +2	Mo +6

Задание 3.Расставьте коэффициенты в приведенных схемах ОВР, пользуясь методом полуреакций. Укажите, какую роль в приведенных окислительно-восстановительных реакциях играют соединения d-металлов, в какой степени окисления при этом находится металл?

Вариант	Схемы реакций
Fe(OH)₂ + O₂ + H₂O ® Fe(OH)₃ KMnO₄ + KI + H₂SO₄ ® I₂ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O
KMnO₄ + KI + H₂O ® I₂ + MnO₂ + KOH Co₂O₃ + HCl₍_конц₎ ® CoCl₂ + Cl₂ + H₂O
KNO₂ + K₂Cr₂O₇ + HNO₃ ® Cr(NO₃)₃ + KNO₃ + H₂O KMnO₄ + KNO₂ + KOH ® K₂MnO₄ + KNO₃ + H₂O
KMnO₄ + Cr₂(SO₄)₃ + KOH ® K₂CrO₄ + K₂MnO₄ + H₂O + K₂SO₄ FeCl₃ + KOH + Br₂ ® K₂FeO₄ + KBr + H₂O + KCl
K₂FeO₄ + NH₃ ® N₂ + H₂O + KFeO₂ + KOH K₂Cr₂O₇ + KI + H₂SO₄ ® Cr₂(SO₄)₃ + I₂ + H₂O + K₂SO₄
KMnO₄ + H₂O₂ + H₂SO₄ ® MnSO₄ + O₂ + K₂SO₄ + H₂O FeCl₃ + KI ® FeCl₂ + I₂ + KCl
K₂Cr₂O₇ + SO₂ + H₂SO₄ ® Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O MnO₂ + HCl ® MnCl₂ + Cl₂ + H₂O
Cr₂(SO₄)₃ + PbO₂ + KOH ® K₂CrO₄ + PbSO₄ + H₂O KMnO₄ + H₂O + KNO₂ ® MnO₂ + KNO₃ + KOH
KMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂SO₄ ® K₂SO₄ + MnSO₄ + H₂O + Na₂SO₄ Cr₂O₃ + NaOH + KNO₃ ® Na₂CrO₄ + KNO₂ + H₂O
KMnO₄ + Na₂SO₃ + NaOH ® K₂MnO₄ + Na₂SO₄ + H₂O FeSO₄ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ ® Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + Cr₂(SO₄)₃ + H₂O
Cr(OH)₃ + Br₂ + KOH ® K₂CrO₄ + KBr + H₂O KMnO₄ + KOH + KNO₂ ® K₂MnO₄ + KNO₃ + H₂O
K₂Cr₂O₇ + H₃PO₃ + H₂SO₄ ® Cr₂(SO₄)₃ + H₃PO₄ + K₂SO₄ KMnO₄ + K₂SO₃ + H₂O ® MnO₂ + K₂SO₄ + KOH
KMnO₄ + H₂S + H₂SO₄ ® MnSO₄ + S + K₂SO₄ + H₂O Sn + HNO₃₍_р₎ ® Sn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + H₂O
PH₃ + CuSO₄ + H₂O ® H₃PO₄ + Cu + H₂SO₄ K₂Cr₂O₇ + SnCl₂ + HCl ® SnCl₄ + CrCl₃ + KCl + H₂O
FeCl₃ + SO₂ + H₂O ® FeCl₂ + H₂SO₄ + HCl KNO₂ + K₂Cr₂O₇ + HNO₃ ® Cr(NO₃)₃ + KNO₃ + H₂O

Тестовые задания для самоконтроля

1. При добавлении раствора … к раствору сульфата меди не будет выпадать осадок.

2. Область значения рН для раствора хлорида меди:

5. Сумма стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции: Cr + Cl₂ → ….:

6. Степень окисления хрома в продуктах термического разложения Cr(OH)₃ —

7. Сумма стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции: Mn + HCl → …:

8. Сумма стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции: KMnO₄ + H₂SO₄ + K₂SO₃ → …:

9. Окраска лакмуса в растворе хлорида железа (III) –

10. В результате окислительно-восстановительной реакции: K₂MnO₄ + H₂O → … степень окисления марганца будет…

Ответы к тестовым заданиям

№ вопроса

№ ответа

Лабораторная работа № 11
Химические свойства соединений d-металлов

Цель работы: изучение химических свойств d-элементов, обусловленных особенностями электронного строения их атомов.

Оборудование: капельницы с пипетками, штатив с пробирками, газовая горелка, держатель, микрошпатель, стеклянная палочка.

Техника безопасности: Опыт 1в выполняйте под тягой. Осторожно нагревайте пробирки с растворами на пламени горелки.

Ход работы

Опыт 1. Соединения d-элементов низшей степени окисления

а) Основные свойства гидроксидов

В пробирки внесите по 10 капель растворов MnSO₄, NiSO₄. В каждую из них прибавьте 2 н раствор щелочи до образования осадка. Отметьте цвета осадков. Испытайте все полученные гидроксиды на растворимость в кислоте и в избытке щелочи. Составьте молекулярные и ионные уравнения соответствующих реакций.

Какой вывод можно сделать о кислотно-основных свойствах гидроксидов d-элементов в степени окисления +2?

б) Восстановительные свойства соединений

В две пробирки внесите по 20 капель 2 н растворов FeSO₄, NiSO₄, в третью – 5 капель раствора СоSO₄. В каждую пробирку добавьте 2 н раствор щелочи до образования соответствующего гидроксида (II). В третьей пробирке голубой осадок соответствует основной соли кобальта (II), а розовый цвет – гидроксиду кобальта (II).

Первую пробирку с осадком оставьте стоять на воздухе. Что наблюдаете? Напишите реакцию окисления гидроксида железа (II) в гидроксид железа (III) кислородом воздуха.

Осадок гидроксида кобальта, предварительно размешав стеклянной палочкой, разделите на две части. Одну оставьте стоять на воздухе. Ко второй части прилейте 3%-ного раствора Н₂О₂. В какой из пробирок наблюдается окисление гидроксида кобальта (II)? Напишите уравнение реакции.

Осадок гидроксида никеля разделите на три части. Одну оставьте стоять на воздухе, ко второй прилейте 20 капель 3%-ного раствора H₂O₂, а к третьей 10 капель бромной воды. В какой из пробирок наблюдается окисление гидроксида никеля (II) в гидроксид никеля (III)? Напишите уравнение реакции. На основании результатов опыта сделайте вывод: как изменяется восстановительная активность в ряду: Fe 2+ → Со 2+ → Ni 2+ ?

Опыт 2. Соединения d-элементов в промежуточной степени окисления

Амфотерные свойства гидроксидов

а) В пробирку внесите 20 капель раствора Cr₂(SO₄)₃ и прибавляйте по каплям 2 н раствора щелочи до образования осадка. Осадок разделите поровну в две пробирки. Затем в одну из пробирок прилейте 2 н раствора H₂SO₄, а в другую – 2 н раствора NaOH до полного растворения осадка.

Какими свойствами обладает Сr(ОН)₃? Напишите молекулярные и ионные уравнения всех реакций, учитывая, что в избытке щелочи при растворении гидроксида хрома (III) образуется комплексная соль Na₃[Cr(OH)₆] – гексагидроксохромат (III) натрия.

Окислительно-восстановительные свойства МnО₂

б) В две пробирки внесите по 1/2 микрошпателя твердого МnO₂. В первую из них добавьте по 20 капель 2 н раствора H₂SO₄ и иодида калия. Наблюдайте изменение окраски раствора на красно-бурую, обусловленное выделением свободного йода. Во вторую пробирку добавьте 20 капель азотной кислоты и на кончике микрошпателя висмутата натрия NaBiO₃. Дайте раствору отстояться. Чем обусловлено появление розовой окраски во второй пробирке? Напишите уравнения соответствующих окислительно-восстановительных реакций и схемы полуреакций. Какие окислительно-восстановительные свойства проявляет оксид марганца (IV) в этих реакциях?

Опыт 3. Соединения d-металлов высшей степени окисления

а) Кислотные свойства оксидов

В пробирку внесите 1/2 микрошпателя порошка оксида ванадия (V) V₂O₅ и 20 капель дистиллированной воды. Смесь нагрейте на газовой горелке до появления бледно-желтой окраски НVО₃. Дайте раствору отстояться, затем проверьте среду универсальным индикатором. Определите рН среды. Напишите уравнение реакции получения метаванадиевой кислоты HVO₃.

б) Взаимопревращение хромат и дихромат ионов

В пробирку внесите 10 капель раствора K₂СrO₄ и 2 н H₂SO₄ до изменения желтой окраски в оранжевую.

В другую пробирку внесите 10 капель раствора K₂Сr₂O₇ и 2 н раствор щелочи до перехода окраски из оранжевой в желтую.

Хромат и дихромат ионы способны к взаимопревращению в зависимости от среды. Напишите уравнения реакций.

в) Окислительные свойства соединений

В пробирку налейте 20 капель дихромата калия K₂Сr₂O₇, добавьте 10 капель 2 н раствора серной кислоты и 10 капель раствора KI. Составьте уравнение реакции, учитывая, что ион Сг₂О₇ 2– восстанавливается до Сr 3+ . Красно-бурая окраска раствора обусловлена выделением свободного йода. Добавьте 2-3 капли раствора крахмала. Как изменяется окраска раствора?

Общие условия выбора системы дренажа: Система дренажа выбирается в зависимости от характера защищаемого.

Механическое удерживание земляных масс: Механическое удерживание земляных масс на склоне обеспечивают контрфорсными сооружениями различных конструкций.

Папиллярные узоры пальцев рук — маркер спортивных способностей: дерматоглифические признаки формируются на 3-5 месяце беременности, не изменяются в течение жизни.

Организация стока поверхностных вод: Наибольшее количество влаги на земном шаре испаряется с поверхности морей и океанов (88‰).

Источник