Хід виконання практичного заняття. І. Назвати складові частини комплексних сполук:
Завдання №1
І. Назвати складові частини комплексних сполук:
Na3[Ag(S2O3)2], [Co(Н2O)6]Cl3.
ІІ. Визначити ступінь окиснення центрального атома в таких комплексних сполуках: K4[Fe(CN)6]; [Cu(NH3)4](OH)2; K2[PtBr4]; Na[Co(H2O)2(NO2)4]; Na2[Pt(CN)4Br2]; Ba[Pd(CNS)4(NH3)2]2; [Cr(H2O)6]Br3; [Ni(NH3)6]Cl3; Назвати їх за систематичною номенклатурою.
ІІІ. Визначити величину і знак заряду комплексного йону, скласти формули КС, дописавши йони зовнішньої сфери:
[Ni2+(CN)4]; [Cr3+(H2O)6]; [Zn2+(OH)4]; [Pt4+(NH3)4Cl2]; [Fe2+ (CN)5NH3]; [Pd2+Cl(NH3)2H2O]; [ Co3+(NH3)5CNS]; [Hg2+I4]. Назвати їх за систематичною номенклатурою.
IV.Скласти формули таких КС:
а) гексаакваферум (ІІІ) хлорид;
б) натрій бромогідроксодиціаноаурат (ІІІ);
в) калій дигідроксотетрахлорохромат (ІІІ);
г) діакватетрааміннікол (ІІ) нітрат;
д) калій дигідроксотетрахлороплатинат (ІV);
е) тетрааквацинк бромід;
є) калій гексагідроксостибіат (V).
V. Написати рівняння реакцій комплексоутворення, назвати утворені КС:
а) Cr(OH)3 + NaOH→ в) Cd(OH)2 + NH3 →
б) AlCl3 + H2O → г) KCN +AgCN →
Завдання №2
Добути осад купрум (ІІ) гідроксиду, взявши в пробірку 2 см3 розчину купрум (ІІ) сульфату і стільки ж натрій гідроксиду. До осаду додати 1-2 см3 25% розчину амоніаку. Що спостерігається? Написати рівняння реакцій.
Завдання №3
У пробірку до 2-3 см3 розчину купрум (ІІ) сульфату додати такий же об’єм розчину калій гексаціаноферату (ІІ). Який колір утвореного осаду? Написати рівняння реакції.
Контрольні запитання
1. У чому суть координаційної теорії А. Вернера?
2. Що таке комплексні сполуки?
3. Що називається комплексоутворювачем?
4. Що таке ліганди?
5. Що таке координаційне число? Від чого воно залежить?
6. Яка природа хімічного зв’язку в комплексних сполуках?
7. Як класифікують комплексні сполуки?
8. За якими правилами називають комплексні сполуки?
9. Які функції в організмі виконують комплексні сполуки?
Тестові завдання
1.Який тип зв’язку існує у внутрішній сфері комплексної сполуки?
А. Ковалентний полярний
В. Ковалентний неполярний
С. Йонний
D. Донорно – акцепторний
Е. Металічний.
2. У сполуці [Cr(H2O)6]Cl3 молекули води є:
А. Лігандами
В. Комплексоутворювачем
С. Внутрішньою сферою
D. Зовнішньою сферою
Е. Комплекним йоном.
3. Вказати координаційне число у КС K2[PtCl6]:
А. 1
В. 2
С. 4
D. 6
Е. 8.
4.Встановити відповідність між формулами КС і ступенем окиснення комплексоутворювача у них:
1) K2[HgI4] а) 0
2) [Cr(NH3)5Br]SO4 б) +1
3) [Ag(NH3)2]Cl в) +2
4) K2[Pt(CN)6] г)+3
5) Cr(CO)5 д)+4
А. 1-а; 3-в; 2-б; 4-г; 5-д
В. 1-в; 2-д; 4-б; 3-г; 5-а
С. 1-д; 4-в; 2-г; 3-б; 5-а
D. 1- д; 2-в; 4-г; 3-а; 5-б
Е. 1-в; 2-б; 3-г; 4-а; 5-д.
5. Яка з наведених КС є гідроксокомплексом?
А. [Zn(H2O)4]Cl2
B. K2[HgI4]
C. [Cr(H2O)6](OH)3
D. Na2[Zn(OH)4]
E. K[Al(OH)4(H2O)2].
6.Вказати формулу КС, що відповідає назві „калій дигідроксотетрабромоплатинат (ІV)”:
А. K2[Pt(OH)2Br4]
B. K2[Pt(OH)2Br2]
C. K2[PtBr4]
D. K[Pt(H2O)Br5]
E. K[Pt(H2O)2Br4].
7. Зазначити йони двовалентних металів, що мають найбільшу здатність до утворення КС:
А. Mn, Ba, Fe
B. Zn, Cu, Ni
C. Mg, Mn, Fe
D. Fe, Ca, Sr
E. Zn, Mg, Ca.
Література
1. Медична хімія: підручник / В. П. Музиченко, Д. Д, Луцевич, Л. П. Яворська.- К.: ВСВ «Медицина», 2010.- 496 с.
2. Мороз А. С., Луцевич Д. Д., Яворська Л.П. Медична хімія. – Вінниця: Нова Книга, 2013. – 776 с.
3. Романова Н.В. Загальна та неорганічна хімія: Підручник для студентів вищ. Навч. закладів.- Київ: Ірпінь, 2002.- 480 с.
4. Луцевич Д.Д., Мороз А.С., Грибальська О.В. Аналітична хімія.- К.: Медицина, 2009.- 416 с., іл.
Практичне заняття
Тема: Окисно – відновні реакції
Мета:навчитися складати рівняння окисно – відновних реакцій методом електронного балансу та методом напівреакцій для розуміння суті біологічних процесів.
Забезпечення заняття: періодична система хімічних елементів Д.І.Менделєєва; розчини KOH, H2SO4, KMnO4, Na2SO3, K2Cr2O7, KI, пробірки.
Конкретні цілі:
- знати основні положення теорії окисно – відновних реакцій;
- обчислювати ступені окиснення атомів елементів у сполуках;
- складати молекулярні та йонні рівняння окисно-відновних реакцій для розуміння суті біологічних процесів;
- знати основні типи реакцій окиснення – відновлення;
- прогнозувати характер перебігу окисно – відновних реакцій в залежності від рН середовища.
Зміст заняття
Окисно – відновні реакції (ОВР) відносять до найпоширеніших хімічних процесів у природі. Окисно – відновні процеси є основою життєдіяльності, оскільки з ними пов'язані обмін речовин і дихання, гниття та бродіння органічних сполук, засвоєння вуглекислого газу зеленими листками рослин (фотосинтез).
Процеси окиснення – відновлення – це джерело енергії в ланцюзі дихання, за рахунок чого організм отримує майже 99% усієї енергії. Вони лежать в основі синтезу життєво необхідних органічних сполук – незамінних амінокислот, вуглеводів, жирних кислот, гормонів.
Усі хімічні реакції можна поділити на два основні типи: реакції, які відбуваються без зміни ступеня окиснення атомів, що входять до складу молекул реагуючих речовин, і реакції, внаслідок яких відбувається зміна ступеня окиснення атомів.
Окисно – відновні реакції – це такі реакції, при яких відбувається перехід електронів від одних атомів, молекул або йонів до інших, тобто вони відбуваються із зміною ступеня окиснення атомів.
Розглянемо основні положення теорії ОВР:
1. Окисненням називають процес віддачі атомами, молекулами або йонами електронів. Наприклад,
Al0 – 3e → Al+3
Fe+2 – 1e → Fe+3
Під час окиснення ступінь окиснення збільшується.
2. Відновленням називають процес приєднання електронів атомами, молекулами або йонами. Наприклад,
S0 + 2e → S-2
Fe+3 + 1e → Fe+2
Під час відновлення ступінь окиснення зменшується.
3. Атоми, молекули або йони, які віддають електрони, називаються відновниками, під час реакції вони окиснюються.
Атоми, молекули або йони, які приймають електрони, називаються окисниками, під час реакції вони відновлюються.
4. Окиснення завжди супроводжується відновленням, і навпаки. Тобто, ці процеси є спряженими (поєднаними), що можна виразити рівнянням:
Відновник – 1е → Окисник
Окисник + 1е → Відновник
В ОВР число електронів, які віддає відновник, дорівнює числу електронів, які приєднує окисник.
З метою спрощення розрахунку кількості приєднаних або відданих електронів використовують поняття ступеня окиснення.
Ступінь окиснення (с.о.) – це умовний заряд атома в сполуці, обчислений на основі припущення, що ця сполука складається тільки з йонів.
При обчисленні с.о. приймають, що атоми Гідрогену мають с.о. +1 у всіх сполуках ( крім гідридів складу МеН ).Оксиген має с.о. -2 ( крім пероксидів і сполуки з OF2). У одноатомних йонів с.о. дорівнює заряду йона: K+, Ba+2, Cl-,
S-2. Нульове значення с.о. мають атоми простих речовин: Cl20, Al0, C0. Алгебраїчна сума с.о. атомів у молекулі завжди дорівнює нулю, а в складному йоні – його заряду. Для прикладу обчислимо с.о. атомів, що входять до складу H2+1S+6O4-2.
2∙(+1) + x + (-2)∙4 =0
x = +6.
Поняття с.о. використовується для встановлення функції, яку виконує певна речовина в окисно – відновних процесах. Для цього потрібно скористатися такими правилами:
а) сполуки, що містять атоми елементів з найнижчими с.о., виконують функцію відновника, наприклад, вільні метали, H2S, NH3, KI, HCl та ін.
б) речовини, до складу яких входять атоми елементів з найвищими значеннями с.о. , виконують функцію окисника, наприклад, KMnO4, K2Cr2O7, HNO3 та ін.
в) сполуки, в яких елемент має проміжний с.о. , можуть бути як відновником, так і окисником, наприклад, HNO2, H2SO3, H2O2, MnO2 та ін.
За зміною с.о. елемента в сполуці можна визначити кількість електронів, які віддає відновник, або приєднує окисник.
Окисно – відновні реакції поділяють на три групи:
1) міжмолекулярні ОВР, в яких окисник та відновник входять до складу різних речовин, наприклад:
H2S + Cl2 = S + 2HCl
Відновник Окисник
2) диспропорціонування (самоокиснення – самовідновлення), в яких одночасно збільшується і зменшується с.о. одного і того ж елемента, наприклад:
+6 +7 +4
3K2MnO4 +2H2O = 2KMnO4 + MnO2 + 4KOH
3) внутрішньомолекулярні, в яких окисник та відновник входять до складу однієї і тієї ж речовини, наприклад:
+5 -2 -1 0
2KClO3 = 2KCl + 3O2
Застосовують два методи складання рівнянь ОВР – метод електронного балансу і йонно – електронний метод ( метод напівреакцій ).
а) метод електронного балансу ґрунтується на порівнянні с.о. атомів у вихідних речовинах і продуктах реакції.
Розглянемо приклад застосування цього методу. Підберемо коефіцієнти в рівнянні ОВР методом електронного балансу:
P-3H3 + KMn+7O4 + H2SO4 → H3P+5O4 + Mn+2SO4 + K2SO4 + H2O
1. Обчислюємо с.о. елементів, які його змінюють.
2. Для елементів, які змінили с.о. , визначаємо число приєднаних або відданих електронів і збалансовуємо ці електрони:
P-3 – 8e → P+5 40 5 відновник
Mn+7 + 5e → Mn+2 8 окисник
3. Ставимо одержані числа у схему реакції як стехіометричні коефіцієнти, урівнюємо решта елементів:
5PH3 +8KMnO4 +12H2SO4 →5H3PO4 +8MnSO4 + 4K2SO4 + 12H2O.
б) йонно – електронний метод ( метод напівреакцій ) дає можливість достовірніше відобразити суть ОВР, що відбуваються в розчинах. Цей метод ґрунтується на складанні напівреакцій процесів окиснення і відновлення з наступним їх підсумовуванням у загальне рівняння.
Складемо рівняння ОВР йонно – електронним методом:
Fe+2SO4 + KMn+7O4 + H2SO4 → Fe2+3(SO4)3 + Mn+2SO4 + K2SO4 + H2O
1. За зміною с.о. визначаємо окисник і відновник.
2. Записуємо у йонному вигляді окисник, відновник і продукти їх взаємодії. Сильні електроліти записуються у вигляді йонів, а слабкі електроліти, осади і гази – у вигляді молекул.
3. Якщо вихідні речовини містять Оксигену більше, ніж продукти реакції, то справа дописуємо воду (у кислих розчинах), або гідроксид-іони ( у лужних або нейтральних).
4. Якщо вихідні речовини місять Оксигену менше, ніж ті, що утворюються, то зліва дописуємо молекули води (у кислих і нейтральних розчинах), або гідроксид-іони (у лужних).
5. У лівій і правій частинах урівнюємо заряди, додаючи необхідну кількість електронів.
6. Додаємо обидві напівреакції, попередньо помноживши на таке число, щоб кількість електронів, яку віддав відновник, дорівнювала кількості електронів, прийнятих окисником.
7. Складаємо молекулярне рівняння, дописуючи необхідні йони в обох частинах рівняння.
2Fe2+ - 2e →2Fe3+ 5
MnO4- + 8H+ + 5e → Mn2+ + 4H2O 2
10Fe2+ + 2MnO4- + 16H+ - 10e + 10e → 10Fe3+ + 2Mn2+ + 8H2O
10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 →5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O.
В методі напівреакцій визначати с.о. не потрібно. Йонно – електронний метод має перевагу над методом електронного балансу, бо в ньому застосовують не гіпотетичні йони, а такі, що існують реально. При цьому методі видно роль середовища в процесах окиснення – відновлення.
ОВР можуть відбуватись в різних середовищах: в кислому, нейтральному або лужному. Залежно від середовища може змінюватись характер перебігу реакцій між речовинами. Середовище впливає на зміну с.о. елементів. Наприклад, йон MnO4- в залежності від середовища відновлюється так:
H+ Mn2+
MnO4- H2O MnO2
OH-
MnO42-
Як правило, для створення у розчині кислого середовища користуються H2SO4, а лужного – розчином KOH або NaOH
Завдання для самостійної роботи
1. Дослідити окисні властивості калій перманганату у кислому, нейтральному та лужному середовищі.
2. Дослідити окисні властивості калій дихромату.