Задачи для самостоятельной работы. 1. В каком из указанных процессов происходит понижение
1. В каком из указанных процессов происходит понижение
степени окисления элементов: Сr3+→ СrО 2-; C1O -→Сl-;
4 3
| |
2.
| |
| |
2.
| |
МnО2 → Мп2+; Вr2 → 2Вr-; 2Сr3+→ Сr2O 2-; С1-→ С1О - ;
S0 2-
7 3
2- 2- 3+
3 → SO 4 ;Cr2O 7 →2Cr
; 2IO -
→I2?
3. В каком из перечисленных соединений степень окисления марганца равна +4: Н2МnО4; НМnО4; Н2МnО3; МnО3?
4. В каком из перечисленных соединений степень окисления хлора равна +1: НСlO4; КClO3; КС1О; КС1?
5. В каком из указанных процессов происходит окисление
элементов: SO 2-→SO 2-; Sn4+→ Sn2+; NО -→ NH +;
3 4 3 4
|
восстановительный процесс:
| |
| |
| |
→ MnO2; Ag → Ag+?
7.
| |
МnО -; Cr2О 2-; СrO 2-; NO -?
4 7 4 3
8.
| |
MnO -, MnO 2-, NO -, SO 2-, S2-?
4 4 2 3
9. Какие из перечисленных соединений могут быть восстановителями и почему? HN03, H2S, NH3, HNO2, H2SO4, H2SO3, KMnO4, K2Cr2O7, PbO2.
10. Какие из перечисленных соединений могут быть окислителями и почему? Н3РО4, МnО2, РН3, СО, HNO2, Н2О2, О2, Н2, H2S.
11. Пользуясь электронными уравнениями, подберите коэффициенты в следующих уравнениях реакций: FeSО4+КМnО4+H2SO4→Fe2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O; HgS + HNO3 + HC1 → HgCl2 + S + NO + H2O;
CrCl3 + Br2 + КОН →К2СrO4 +KBr + KC1 + H2O; P + HNO3 + H2O → H3PO4 + NO;
HC1O3 + H2SO3 → H2SO4 +HC1;
FeS + HNO3 → Fe(NO3)3 + S + NO2 + H2O; Ag + H2S + O2 → Ag S + H2O
Fe(CrO2)2 + K2CO3 + O2 → Fe2O3 + К2СrO4 + CO2; Na2MoO4 +HC1 +A1 → MoCl2 + A1C13 + NaCl + H2O; PbS + H2O2 → PbSO4 + H2O;
Fe2O3 + Na2CO3 + KNO3 → Na2FeO4 + CO2 + KNO2; SnCl2+K2Cr2O7+H2SO4→Sn(SO4)2+SnCl4+Cr2(SO4)3+K2SO4
+H2O;
NO2+O2 +H2O →HNO3.
Определить молярные массы эквивалентов окислителей, восстановителей в данных реакциях.
12. Какие из перечисленных уравнений реакций являются окислительно-восстановительными и почему?
ZnO + H2SO4 = ZnSO4 +H2O;
С + H2SO4 = СО2 + 2SO2 + 2Н2О;
ВаО + SО3 = BaSO4;
S + 2HNO3 = H2SO4 + 2NO;
K2Cr2O7 + H2SO4 = 2СrО3 + К2SО4 + Н2О; 3PbS+8HNO3 = 3S+3Pb(NO3)2+2NO+4H2O;
2К2СrO4 + 2НС1 = K2Cr2O7 + 2KCl + H2O.
Тема 7. Комплексные соединения
q ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 6
Комплексные соединения
Опыт 1. Диссоциация двойной соли.
| |
Во вторую пробирку добавить раствор NH4CNS. Появление кроваво-красной окраски указывает на присутствие иона Fe3+.
В третьей пробирке сделать пробу на ион SO4, добавляя раствор ВаС12. Образуется осадок ВаSО4, не растворимый в кислотах и щелочах. Составить уравнение электролитической диссоциации раствора железоаммоний- ных квасцов. Написать молекулярные и ионные уравнения проделанных реакций.
Опыт 2. Различие между простыми и комплексными иона- ми.
1. К 2 мл раствора FeCl3 прибавить раствор NH4CNS. Наблюдать появление кроваво-красной окраски вследствие образования роданового железа. Написать уравнение
реакции в молекулярной и ионной формах. Эта реакция характерна для иона Fe3+.
2. Проделать аналогичный опыт, взяв вместо FeCl3 железосинеродистый калий K3[Fe(CN)6]. Содержит ли раствор этой соли ионы Fe3+?
Опыт 3. Получение комплексных катионов.
Образование аммиаката серебра.
Налить в пробирку 2 мл раствора AgNO3 и 2 мл раствора НС1. Наблюдать образование белого осадка AgCl. К части полученного осадка прилить концентрированный раствор аммиака. При этом образуется комплексное соединение [Ag(NH3)2]Cl. Наблюдать, что происходит с осадком. К полученному раствору прибавить раствор HNO3 до кислой реакции (определить по лакмусу при перемешивании). Что образуется? Написать уравнения реакций. Все остатки серебра слить в специальную колбу.
Опыт 4. Окислительно-восстановительные свойства комплексных соединений.
1. Окисление двухвалентного железа в ионе
[Fе(СN)6]4- до трехвалентного [Fe(CN)6]3-.
К 2–3 мл бромной воды (Вг2) прилить несколько капель желтой кровяной соли. Кипятить раствор до удаления брома, не вступившего в реакцию. Затем открыть в растворе образовавшийся ион [Fе(СN)6]3- прибавлением кристаллика FeSO4. Написать уравнение реакции в молекулярной и ионной формах.
2. Восстановление трехвалентного железа в ионе
[Fe(CN)6]3– до двухвалентного [Fe(CN)6]4–.
К 2 мл раствора K3[Fe(CN)6]прибавить несколько капель раствора FeCl3. Наблюдать окраску раствора. Прибавить несколько капель Н2О2 и 2 мл КОН. Наблюдать изменение окраски раствора. Написать уравнения реакций
в молекулярной и ионной формах. К окислительно- восстановительным реакциям составить электронные уравнения.
Опыт 5. Диссоциация комплексных ионов.
1. Налить в две пробирки 2 мл раствора CuSО4, в одну пробирку добавить 2 мл раствора NaOH, а в другую
— 2 мл раствора Na2S. В первой пробирке образуется осадок Сu(ОН)2 голубого цвета, а во второй — черный осадок CuS. Эта реакция на ион Сu2+. Написать уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.
2. Приготовить раствор комплексного соединения аммиаката меди путем приливания избытка NH4OH к 2 мл раствора CuSO4 (до растворения образовавшегося вначале осадка). Полученный раствор [Cu(NH3)4]SO4 разлить в две пробирки. В одну пробирку влить раствор NaOH (осадка не образуется), а в другую — Na2S (выпадает черный осадок). Объяснить наблюдаемые явления исходя из величин произведения растворимости Сu(ОН)2 и CuS и значений констант нестойкости комплексного иона [Cu(NH3)4]2+.
Вопросы для самостоятельной работы
1. В чем сущность координационной теории Вернера? Комплексообразователи и лиганды, их виды.
2. Основные типы комплексных соединений. Номенкла- тура.
3. Природа химических связей в комплексных соедине- ниях.
4. Способность атомов различных элементов к комплексо- образованию.
5. Диссоциация комплексных соединений.
6. Константа образования и константы нестойкости комплексных соединений.
7. Биологическая роль комплексных соединений. Важней- шие бионеорганические комплексы.
При изучении материала по комплексным (координационным) соединениям следует уяснить следующие понятия.
1. Комплексообразование. Суть состоит в том, что комплексные частицы обычно получаются в результате объединения более простых частиц (молекул, атомов или ионов) за счет донорно-акцепторной связи. Комплексное соединение можно рассматривать как продукт соединения более простых молекул, из которых каждая отдельно взятая способна существовать самостоятельно.
Пример.
CuSO4+4NH3 = [Cu(NH3)4]SO4 AgNO3+KCN = K[Ag(CN)2]
2. Комплексообразователь — центральный ион в комплексе. Эту роль обычно выполняет ион металлов d- семейства (элементы середины больших периодов периодической системы Д. И. Менделеева).
3. Лиганды — отрицательно заряженные частицы или нейтральные молекулы, имеющие дипольный характер.
| |
4. Координационное число — число, показывающее, сколько лигандов удерживает комплексообразователь. Как правило, координационное число равно 4 или 6.
5. Внутренняя координационная сфера, образованная комплексообразователем и лигандами. Ионы, не вошедшие во внутреннюю сферу, составляют внешнюю сферу комплексного соединения. При составлении комплексного соединения внутренняя сфера от внешней отделяется квадратными скобками.
Пример. Комплексное соединение состава Fe(CN)3 • 3KCN
записывается так: K3[Fe(CN)6],
комплексообразователь Fe3+;
лиганды CN-; координационное число 6; внутренняя сфера [Fe(CN)6]3-; внешняя сфера ЗК+.
6. Заряд комплексного иона равен алгебраической сумме зарядов комплексообразователя и лигандов. Пример. Вычислить заряд комплексного иона, образованного платиной, со степенью окисления +4 [Pt(NH3)4Cl2].
Решение. Степень окисления Pt = +4, заряд NH3 равен нулю, а заряд двух хлорид-ионов равен -2, алгебраическая сумма зарядов: +4 + (-2) = +2.
7. Диссоциация комплексных соединений на внешнюю и внутреннюю сферу протекает полностью — первичная диссоциация. Диссоциация комплексного иона протекает в незначительной степени — вторичная диссоциация, к которой применим закон действующих масс для составления константы диссоциации комплексного иона, характеризующая устойчивость внутренней сферы комплексного соединения, и называется константой нестойкости.
Пример.
[Ag(NH3)2]Cl ↔ [Ag(NH3)2]+ + Сl- первичная диссоциация
K[Ag(CN)2] ↔ К+ + [Ag(CN)2]-
[Ag(NH3)2]+ ↔ Ag+ + 2NH3 вторичная диссоциация
[Ag(CN)2] ↔ Ag+ + 2СN-
Константы нестойкости указанных ионов:
[ Ag +] ×[NH ]2
KH[Ag(NH3)2]+ = 3 = 6,8 ×10-8
|
[ Ag +] ×[CN -]2
| |
{[ Ag(CN ) ]-}
= 1,0 ×10-21
В приведенных примерах комплекс [Ag(CN)2] - более прочен, чем [Ag(NH3)2]+.