Лабораторный опыт 21, страница 198 - гдз по химии 11 класс учебник Еремин, Кузьменко

Параграф 41. Марганец. Глава 4. Металлы побочных подгрупп - страница 198.

Условие.

Лабораторный опыт 21. Свойства марганца и его соединений

1. Положите в пробирку небольшой кусочек марганца и прилейте к нему кислоту. Что вы наблюдаете? Проделайте аналогичный опыт с кусочком стальной проволоки. В каком случае газ выделяется более интенсивно?

2. Ознакомьтесь с внешним видом различных соединений марганца, имеющихсяся в школьном кабинете химии. Запишите в тетрадь их формулы, отметьте окраску, растворимость в воде. Дома укажите области применения.

3. К раствору хлорида марганца прилейте щёлочь до выпадения осадка. Отметьте цвет осадка. Что происходит с ним при хранении на воздухе?

4. В три пробирки налейте раствор перманганата калия. В первую добавьте разбавленный раствор серной кислоты, во вторую — воду, в третью — концентрированный раствор гидроксида натрия (осторожно!). Затем в каждую пробирку внесите по несколько кристалликов сульфита натрия. Что вы наблюдаете? Составьте уравнения реакций.

Решение.

Решение 2.

1. При добавлении кислоты (например, соляной) к кусочку марганца наблюдается активное выделение пузырьков газа — водорода. Реакция протекает бурно. При проведении аналогичного опыта со стальной проволокой (основной компонент — железо) также наблюдается выделение газа, но реакция идет значительно медленнее и менее интенсивно.

Уравнения реакций (на примере соляной кислоты):

$Mn + 2HCl \rightarrow MnCl_2 + H_2 \uparrow$

$Fe + 2HCl \rightarrow FeCl_2 + H_2 \uparrow$

Газ выделяется более интенсивно в случае с марганцем, так как марганец является более активным металлом, чем железо, и стоит левее в электрохимическом ряду напряжений металлов.

Ответ: В обоих случаях наблюдается выделение газа (водорода). В пробирке с марганцем газ выделяется более интенсивно, так как марганец химически активнее железа.

2. Ниже представлены некоторые соединения марганца, их внешний вид, растворимость и области применения.

Перманганат калия ($KMnO_4$): темно-фиолетовые, почти черные кристаллы. Хорошо растворим в воде, образуя раствор яркого малиново-фиолетового цвета.
Применение: как сильный окислитель в химическом синтезе; в медицине как антисептическое средство («марганцовка»); для очистки воды; в аналитической химии для определения содержания восстановителей (перманганатометрия).

Оксид марганца(IV) ($MnO_2$): порошок черного или темно-бурого цвета. В воде нерастворим.
Применение: как компонент (деполяризатор) в солевых батарейках и щелочных элементах; как катализатор (например, при разложении пероксида водорода); в производстве стекла для его обесцвечивания; как пигмент (умбра).

Сульфат марганца(II) ($MnSO_4$): кристаллы бледно-розового цвета. Хорошо растворим в воде.
Применение: в сельском хозяйстве как микроудобрение; как добавка к кормам для животных; в химической промышленности для получения других соединений марганца.

Хлорид марганца(II) ($MnCl_2$): кристаллы розового цвета. Хорошо растворим в воде.
Применение: как катализатор в органическом синтезе; для получения металлического марганца электролизом; в качестве исходного вещества для синтеза других соединений марганца.

Ответ: Представлено описание внешнего вида, растворимости и областей применения для $KMnO_4$ (темно-фиолетовые кристаллы, растворим), $MnO_2$ (черный порошок, нерастворим), $MnSO_4$ (бледно-розовые кристаллы, растворим) и $MnCl_2$ (розовые кристаллы, растворим).

3. При добавлении раствора щелочи (например, $NaOH$) к раствору хлорида марганца(II) ($MnCl_2$) выпадает осадок белого цвета. Это гидроксид марганца(II) — $Mn(OH)_2$.

Уравнение реакции: $MnCl_2 + 2NaOH \rightarrow Mn(OH)_2 \downarrow + 2NaCl$

При хранении на воздухе белый осадок $Mn(OH)_2$ постепенно темнеет, приобретая бурый цвет. Это происходит из-за его окисления кислородом воздуха до соединений марганца с более высокой степенью окисления, например, до гидратированного оксида марганца(IV) $MnO_2 \cdot H_2O$ или гидроксида марганца(III) $Mn(OH)_3$.

Уравнение реакции окисления: $4Mn(OH)_2 + O_2 + 2H_2O \rightarrow 4Mn(OH)_3 \downarrow$

Ответ: При приливании щелочи к раствору хлорида марганца выпадает белый осадок $Mn(OH)_2$. При хранении на воздухе он буреет из-за окисления кислородом.

4. В данном опыте перманганат калия ($KMnO_4$) выступает в роли окислителя, а сульфит натрия ($Na_2SO_3$) — в роли восстановителя. Продукт восстановления марганца зависит от pH среды (кислотная, нейтральная или щелочная).

В первой пробирке (кислая среда, $H_2SO_4$):

Наблюдение: Ярко-фиолетовый раствор перманганата калия обесцвечивается.
Объяснение: В кислой среде марганец со степенью окисления $+7$ ($KMnO_4$) восстанавливается до марганца со степенью окисления $+2$ ($Mn^{2+}$), соли которого в разбавленных растворах практически бесцветны. Сульфит-ион ($SO_3^{2-}$) окисляется до сульфат-иона ($SO_4^{2-}$).
Уравнение реакции: $2KMnO_4 + 5Na_2SO_3 + 3H_2SO_4 \rightarrow 2MnSO_4 + 5Na_2SO_4 + K_2SO_4 + 3H_2O$

Во второй пробирке (нейтральная среда, $H_2O$):

Наблюдение: Из фиолетового раствора выпадает бурый осадок.
Объяснение: В нейтральной среде марганец $+7$ восстанавливается до оксида марганца(IV) $MnO_2$, который представляет собой нерастворимое вещество бурого цвета.
Уравнение реакции: $2KMnO_4 + 3Na_2SO_3 + H_2O \rightarrow 2MnO_2 \downarrow + 3Na_2SO_4 + 2KOH$

В третьей пробирке (щелочная среда, $NaOH$):

Наблюдение: Фиолетовый раствор изменяет свою окраску на зеленую.
Объяснение: В сильнощелочной среде марганец $+7$ (перманганат-ион, $MnO_4^-$, фиолетовый) восстанавливается до марганца $+6$ (манганат-ион, $MnO_4^{2-}$, зеленый).
Уравнение реакции: $2KMnO_4 + Na_2SO_3 + 2NaOH \rightarrow 2Na_2MnO_4 + K_2SO_4 + H_2O$

Ответ: В кислой среде раствор обесцвечивается; в нейтральной среде выпадает бурый осадок $MnO_2$; в щелочной среде раствор становится зеленым из-за образования манганат-ионов. Уравнения реакций приведены выше.