Опыт 5. Свойства комплексных соединений d-металлов

Реактивы и оборудование. Конические пробирки; 2н раствора CuSO₄, FeCl₃.; раствор NH₃ 2,0 н; раствор KNCS 2,0 н.

Выполнение работы. В пробирки внести по 2-3 капли 2н раствора CuSO₄ и FeCl₃. В пробирку с CuSO₄внести по каплям 2н раствора NH₃. Вначале образуется осадок, который растворяется в избытке аммиака с образованием комплексного соединения синего цвета.

В пробирку с раствором FeCl₃внести 1-2 капли раствора KNCS. Наблюдать образование комплексного роданида железа (III).

Запись данных опыта. Записать наблюдения за ходом опыта:

1. отметить изменение цвета растворов, выделение и растворение осадков;

2. записать уравнения соответствующих реакций, для каждой реакции привести уравнения в сокращенной ионной форме; учесть, что координационное число меди – 4, а железа – 6.

3. записать уравнения диссоциации комплексов и выражения их констант нестойкости.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

1. По какому признаку элементы относят к семейству d-элементов?

2. Почему d-орбитали испытывают сильное влияние электронных орбиталей окружающих лигандов?

3. Почему для d-элементов характерно увеличение устойчивости соединений в высших степенях окисления по мере увеличения номера периода?

4. Почему для d-элементов V и VI периодов характерна близость химических свойств?

5. Почему для d-элементов характерно возрастание первых потенциалов ионизации сверху вниз по подгруппе?

6. В каких степенях окисления проявляется наибольшее сходство d- и р-элементов соответствующих групп?

7. В атомах каких d-элементов наблюдаются "провалы" электронов на нижележащий подуровень?

8. Почему d-элементы в свободном состоянии являются металлами?

9. Почему большинство переходных металлов имеет высокие температуры плавления?

10.Какие кислотно-основные свойства проявляют соединения переходных элементов в низших степенях окисления?

11.Почему большинство соединений переходных элементов окрашены?

12.Почему для d-элементов характерно образование комплексных соединений различного состава?

13.Какие координационные числа проявляют d-элементы в своих соединениях?

14.Укажите возможные степени окисления титана. Какие из них наиболее устойчивы? Приведите соответствующие примеры.

15.Приведите электронные формулы хрома и селена. В чем проявляется различие в них? Как это различие сказывается на физических и химических свойствах этих элементов? Приведите примеры.

БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК

1. Глинка Н.Л. Общая химия: Учеб. пособие для вузов. – 23-е изд. – Л.: Химия, 1984. – 704 с.

2. Фролов В.В. Химия: Учеб. пособие для машиностроит. спец. вузов. – 3-е изд. – М.: Высш. шк., 1986. – 543 с.

3. Васильева З.Г., Грановская А.А., Таперова А.А. Лабораторные работы по общей и неорганической химии: Учеб. пособие для вузов. – 2-е изд. – Л.: Химия, 1986. – 288 с.

4. Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия. – М.: Химия, 1993. – 592 с.

5. Лидин Р.А., Молочко В.А., Андреева Л.Л. Химические свойства неорганических веществ. – М.: Химия, 1997. – 480 с.

6. Неорганическая химия. Химия элементов: Учебник в 2-х тт. / Ю.Д. Третьяков, Л.И. Мартыненко, А.Н. Григорьев, А.Ю. Цивадзе. – М.: Изд-во МГУ, Академкнига, 2007.

Оглавление

ПРЕДИСЛОВИЕ………………. 1. АТОМНО-МОЛЕКУЛЯРНОЕ УЧЕНИЕ…………………. 1.1. Основные количественные законы…………………….. 1.1.1.Закон сохранения массы вещества……………………. 1.1.2. Закон постоянства состава1.1.3. Закон эквивалентов1.1.4. Закон кратных отношений1.1.5. Закон Авогадро и другие законы состояния газов1.1.6. Развитие атомно-молекулярного учения1.2. Расчеты факторов эквивалентности и эквивалентных масс 1.3. Определение молярной массы эквивалента металла 1.3.1. Ход работы 1.3.2. Оформление лабораторного отчета и расчет результата 1.4. Контрольные вопросы 2. ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРА С ЗАДАННОЙ КОНЦЕНТРАЦИЕЙ РАСТВОРЁННОГО ВЕЩЕСТВА. ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЖЁСТКОСТИ ВОДЫ 2.1. Способы выражения содержания растворенного вещества 2.2. Приготовление растворов заданной концентрации 2.3. Определение концентрации растворенного вещества титрованием 2.4. Экспериментальная часть 2.4.1. Приготовление раствора гидроксида натрия заданной концентрации (опыт 2.1) 2.4.2. Определение концентрации гидроксида натрия (опыт 2.2) 2.4.3. Определение общей жесткости воды (опыт 2.3) 2.5. Контрольные вопросы 3. ЗАКОНОМЕРНОСТИ ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ 3. 1. Термодинамические закономерности химических процессов 3.2. Кинетические закономерности химических реакций 3.3. Экспериментальная часть 3.3.1. Определение изменения энтальпии при протекании химической реакции (опыт 3.1) 3.3.2. Исследование зависимости скорости химической реакции от концентрации реагента (опыт 3.2) 3.3.3. Исследование зависимости скорости химической реакции от температуры (опыт 3.3) 3.3.4. Смещение равновесия обратимой реакции (опыт 3.4) 3.4. Контрольные вопросы. 4. ПОВЕРХНОСТНЫЕ ЯВЛЕНИЯ, ДИСПЕРСНЫЕ СИСТЕМЫ Понятие о дисперсных системах 4.1. Классификация дисперсных систем 4.2. Образование и свойства дисперсных систем 4.2.1. Удельная поверхность дисперсных систем 4.2.2 Факторы, влияющие на устойчивость дисперсных систем 4.3. Высокодисперсные системы – золи (коллоидные растворы) 4.4. Связнодисперсные системы – гели 4.5. Экспериментальная часть 4.5.1 Получение суспензии мыла в воде и исследование ее свойств (опыт 4.1) 4.5.2. Получение эмульсии бензола в воде (опыт 4.2) 4.5.3. Получение эмульсии керосина в воде (опыт 4.3) 4.5.4. Образование геля кремниевой кислоты (опыт 4.4)… 4.5.5. Получение геля кремниевой кислоты из золя (опыт 4.5)… 4.5.6. Получение коллоидного раствора гидроксида железа (III) (опыт 4.6) 4.5.7. Коагуляция золя гидроксида железа (III) электролитами (опыт 4.7). 4.5.8. Адсорбция активированным углем красителя из растворов (опыт 4.8). 4.5.9. Адсорбция активированным углем ионов тяжелых металлов из растворов (опыт 4.9). 4.6. Контрольные вопросы. 5.ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЯРНОЙ МАССЫ РАСТВОРЕННОГО ВЕЩЕСТВА МЕТОДОМ КРИОСКОПИИ 6.1. Теоретическое обоснование работы 6.2. Экспериментальная часть 6.3. Контрольные вопросы для защиты работы 6.4. Примеры контрольных задач по теме лабораторной работы 6. ДИССОЦИАЦИЯ ЭЛЕКТРОЛИТОВ 6.1. Теоретические основы. 6.2. Поведение электролитов в растворах 6.2.1. Равновесия диссоциации электролитов 6.2.1. Реакции ионного обмена 6.2.2. Гидролиз солей 7. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ 7.1. Окислительно-восстановительные системы 7.2. Методы подбора коэффициентов в уравнениях ОВР 7.3. Экспериментальная часть 7.3.1. 7.3.2. 7.3.3. 7.3.4. 7.3.5. 7.4. Контрольные вопросы. 8. ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ 8.1. Электродные потенциалы и гальванические элементы 8.2. Электрохимическая коррозия металлов 8.3. Электролиз водных растворов электролитов 8.4. Химические источники тока 8.5. Экспериментальная часть 8.5.1. Изготовление и изучение работы медно-цинкового гальванического элемента (опыт 8.1) 8.5.2. Электрохимическая коррозия при образовании гальванических пар (опыт 8.2) 8.5.3. Электролиз растворов солей (опыт 8.3) 8.5.4. Изготовление и изучение работы свинцового аккумулятора (опыт 8.4) 8.6. Контрольные вопросы 9. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА s-ЭЛЕМЕНТОВ 9.1. Электронное строение и химические свойства 9.2. Экспериментальная часть 9.2.1. 9.2.2. 9.2.3. 9.2.4. 9.2.5. 9.2.6. 9.3. Контрольные вопросы. 10. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА p-ЭЛЕМЕНТОВ 10.1. Электронное строение и химические свойства 10.2. Экспериментальная часть 10.2.1. 10.2.2. 10.2.3. 10.2.4. 10.2.5. 10.2.6. 9.3. Контрольные вопросы. 11. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА d-ЭЛЕМЕНТОВ 11.1. Электронное строение и химические свойства 11.2. Экспериментальная часть 11.2.1. 11.2.2. 11.2.3. 11.2.4. 11.2.5. 11.2.6. 11.3. Контрольные вопросы БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК ПРИЛОЖЕНИЕ

ПРИЛОЖЕНИЕ

Таблица П. 1

Стандартные электродные потенциалы

Металл	Электродная реакция	В	Металл	Электродная реакция	В
Li	Li⁺ + e «Li	– 3,04	Cr	Cr³⁺ +3e « Cr	– 0,74
Rb	Rb⁺ + e «Rb	– 2,99	Fe	Fe²⁺ +2e « Fe	– 0,44
Cs	Cs⁺ + e «Cs	– 2,93	Cd	Cd²⁺ +2e « Cd	– 0,40
K	K⁺ + e «K	– 2,92	In	In³⁺ +3e « In	– 0,34
Ba	Ba²⁺ + 2e «Ba	– 2,90	Tl	Tl⁺ +e « Tl	– 0,33
Sr	Sr²⁺ + 2e «Sr	– 2,89	Co	Co²⁺ +2e « Co	– 0,28
Ca	Ca²⁺ + 2e «Ca	– 2,87	Ni	Ni²⁺ +2e « Ni	– 0,25
Na	Na⁺ + e «Na	– 2,71	Sn	Sn²⁺ +2e « Sn	– 0,14
La	La³⁺ + 3e «La	– 2,52	Pb	Pb²⁺ +2e « Pb	– 0,13
Mg	Mg²⁺ + 2e «Mg	– 2,36	H	2H⁺ +2e « H₂	0,00
Th	Th⁴⁺ + 4e «Th	– 1,90	Ge	Ge²⁺ +2e « Ge	+ 0,01
Be	Be²⁺ + 2e «Be	– 1,85	Cu	Cu²⁺ +2e « Cu	+ 0,34
U	U³⁺ + 3e «U	– 1,79	Ag	Ag⁺ +e « Ag	+ 0,80
Al	Al³⁺ + 3e «Al	– 1,66	Pd	Pd²⁺ +2e « Pd	+ 0,83
Ti	Ti³⁺ + 3e «Ti	– 1,63	Hg	Hg²⁺ +2e « Hg	+ 0,85
Zr	Zr⁴⁺ + 4e «Zr	– 1,53	Pt	Pt²⁺ +2e « Pt	+ 1,20
Mn	Mn²⁺ + 2e «Mn	– 1,18	Au	Au³⁺ +3e « Au	+ 1,68
Zn	Zn²⁺ + 2e «Zn	– 0,76	Pu	Pu³⁺ +3e « Pu	+ 2,03