Заряд простых и сложных ионов. 3 страница


Fe(OH)2Cl + NaOH = Fe(OH)3 â + NaCl
(основная соль)(основание)

Fe(OH)2+ + OH = Fe(OH)3

Взаимодействие с кислотами:

Na2CO3 + 2НС1 = 2NaCl + СO2 á + H2O

СO32- + 2Н+ = СO2 á + Н2O

СаСОз + 2НС1 = СаС12 + СO2 á + Н2O

СаСОз + 2Н+ = Са2+ + СO2 + Н2O

NaHCO3 + HC1 → CO2 á + H2O +NaC1

Na2S + H2S = 2NaHS

(нормальная (кислая соль)

соль)

S2- + H2S = 2HS

MgOHCl +HC1 = MgCl2 + Н2O

(основная соль) (нормальная соль)

MgOH ++ Н+ = Mg2+ + Н2O

AgNO3 +HC1 = AgCl â +HNO3

Ag+ + Cl - = AgCl

ВаС12 + H2SO4 = BaSO4 â + 2НС1

Ba2+ + SO42-= BaSO4

Pb(NO3)2 + H2S = PbS â + 2HNO3

Pb2+ + H2S = PbS + 2H+

Взаимодействие солей друг с другом (возможны для растворимых солей):

AgNO3 + NaCl = AgCl â + NaNO3

Ag+ + CI- = AgCl


Ba(NO3)2 + K2S04 = BaSO4 â + 2KNO3

Ba2+ + SO42- = BaSO4

CaCl2 + Na2CO3 = CaCO3 â + 2NaCl

Ca2+ + CO32- = CaCO3

Zn(NO3)2 + K2S = ZnSâ + 2KNO3

Zn2+ + S2- = ZnS

NH4HCO3 + NaCl = NaHCO3 â + NH4Cl

HCO3 - + Na+ = NaHCO3

2K3[Fe(CN)6] + 3FeSO4 = Fe3[Fe(CN)6]2 â + 3K2SO4

2[Fe(CN)6]3- + 3Fe2+ = Fe3[Fe(CN)6]2

 

FeCl3 + 3NH4SCN à Fe(SCN)3 + 3NH4C1

ß

Fe3+ + 3SCN à Fe(SCN)3 (слабый электролит)

ß

 

Многие обменные реакции являются качественными реакциями на катионы и анионы: реакция (2) - на катионы NH4+; реакции (6, 7, 8) - на анион СO32-; реакции (11, 14) - на катион Ag+ и анион Сl-; реакции (12,15) - на катион Ва2+ и анион SO42-; реакция (13) - на анион S2-; реакция (19) - на катион Fe2+; реакция (20) - на катион Fe3.

б) Окислительно-восстановительные реакции

Реакции, в которых катионы соли играет роль окислителя

а) взаимодействие растворов солей с металлами (более активные металлы восстанавливают менее активные металлы из растворов их солей):

 

 

+2 0

CuSO4 + Fe = Сu + FeSO4

+2 0

Hg(NO3)2 + Сu = Hg + Cu(NO3)2

б) взаимодействие растворов солей с другими восстановителями:

+1 0

8 AgNO3 + РН3 + 4Н2O = 8Ag + Н3РO4 + 8HNO3

 

 

Реакции, в которых катион соли играет роль восстановителя

+2 +3

2FeCl2 + С12 = 2FeCl3

+2+3

4СгС12 + 4НС1 +O2 = 4СгС13 + 2Н2O

+3 +6

2СгС13 + 3NaBiO3 + 7NaOH + H2O = 2Na2CrO4 + 3Bi (OH)3 + 6NaCl

 

 

Реакции, в которых анион соли играет роль окислителя

+6 +3

К2Сг2O7 + 3H2O2 + 4H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3O2 + K2SO4 + 7H2O

+7 +4

2КМnO4 + 3С2Н4 + 4Н2O = 2МnO2 â + 3С2Н4(ОН)2 + 2КОН

Реакции, в которых анион соли играет роль восстановителя:

0

2Кl - + C12 = l 2 + 2KC1

+3 +6

2КСrO2 + 3РbO2 + 2KOH = 2К2СrO4 + 3РbО + Н2O

Реакции, в которых и катион, и анион соли играют роль восстановителей:

+2 -1 t +3 +4

4FeS2 + 11O2= 2Fe2O3 + 8SO2

+2 -2+3 0

10FeS + 36HNO3 = 10Fe(NO3)3 + 10S + 3N2 + 18H2O

(разб.)

Реакция внутримолекулярного окисления-восстановления:

+5 -2 t, кат -1 0

2КСlO3 = 2КС1 + 3O2á

+5 t + 4 0

2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2 á + O2á

+7 -2 t +6 +4 0

2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2 á

в) Реакции разложения солей, происходящие без переноса электронов.

Если анион соли не проявляет окислительных свойств, то такие соли, как правило, разлагаются без изменения степеней окисления:

t

СаСO3 = СаО + СO2 á

t

Mg(HCO3)2 = Mg(OH)2â+ 2СO2 á

t

(CuOH)2CO3 = 2CuO + СO2 á + H2O

(NH4)2SO4 = NH3 á+ NH4HSO4

5. Способы получения солей.

Ниже представлены способы получения солей на примере растворимой соли бескислородной кислоты (хлорид натрия) и нерастворимой соли кислородосодержащей кислоты (сульфат бария).

 

  Получение NaCl
осн. + к-та NaOH + НС1 = NaCl + H2O
осн. оке. + к-та Na2O + 2 НС1 = 2NaCl + H2O
Me + к-та 2Na + 2HCl = 2NaCl + H2 á
щелочь + соль 2NaOH + CuCl2 = 2NaCl + Cu(OH)2 â
соль + кислота Na2CO3 + 2НС1 = 2NaCl + CO2 á+ H2O
соль + соль__________ Na2SO4 + BaCl2 = 2NaCl + BaSO4_________
Me + HeMe 2Na + Cl2 = 2NaCl
гидрид +к-та NaH + HCl = NaCl + H2á
  Получение BaSO4
осн. + к-та Ba(OH)2 + H2SO4= BaSO4 â + 2H2O
осн. оке. + к-та BaO + H2S04 = BaSO4 â + H2O
Me + к-та Ba + H2SO4 = BaSO4 â + H2 á (разб.)
щелочь + соль Ba(OH)2 + Na2SO4 = BaSO4 â + 2NaOH
соль + кислота BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 â + 2НС1
соль + соль__________ Ba(NO3)2 + Na2SO4 = BaSO4 â + 2NaNO3
осн. оке. + кисл. оке. BaO + SO3 = BaSO4
Щелочь + кисл. оке. Ba(OH)2 + SO3 = BaSO4 â + H2O

Первые 6 способов получения являются идентичными для обеих солей.

 

 

Вопросы для самоподготовки:

 

С помощью уравнений химических реакций осуществите генетическую связь между классами неорганических веществ

 

 



Лекция №8

Тема: Амфотерность. Химические свойства амфотерные оксидов и гидроксидов. Генетическая связь между классами неорганических соединений.

План

1. Амфотерные оксиды.

2. Амфотерные гидроксиды; определение и важнейшие представители; физические свойства.

3. Химические свойства:

а) основные свойства;

б) кислотные свойства;

в) термическое разложение.

4. Способы получения.

5. Генетическая связь между классами неорганических соединений.

 

 

1. Амфотерные оксиды.

Амфотерные оксиды, обладая свойствами и основных и кислотных оксидов, взаимодействуют с сильными кислотами и щелочами:

ZnO (как основный оксид) + 2НС1 (раствор) = ZnCl2 + H2O

ZnO (тв., как кислотный оксид) + 2NaOH (тв.) = Na2ZnO2 (цинкат натрия) + Н2О

или в растворе щелочи:

ZnO + 2NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4] (тетрагидроксоцинкат натрия)

ZnO + 2 ОН - + Н2O = [Zn(OH)4]2-

 

2. Амфотерные гидроксиды; определение и важнейшие представители;
физические свойства.

 

Амфотерные гидроксиды - слабые электролиты, которые способны диссоциировать как с образованием ионов Н+ (по типу кислоты), так и с образованием ионов ОН- (по типу основания).

 


Диссоциация по кислотному типу усиливается в щелочной среде, а по основному типу - в кислой среде:

ОН Н+

Н+ + МеО- МеОН Ме+ + ОН –

 

Важнейшие представители:

 

 

Форма основания Форма кислоты
Zn(OH)2 гидроксид цинка H2ZnO2 Цинковая кислота
А1(ОН)3 гидроксид алюминия Н3А1O3 - ортоалюминевая к-та НАlO2 - метаалюминиевая к-та
Сr(ОН)3 гидроксид хрома (III) Н3СrОз - ортохромистая к-та НCr02 - метахромистая к-та
Ве(ОН)2 гидроксид берилия Н2ВеO2 бериллиевая к-та
Sn(OH)2 гидроксид олова (II) H2SnO2 оловяннистая к-та
  Sn(OH)4 гидроксид олова (IV) H4SnO4 - ортооловяная к-та H2SnO3 - метаоловянная к-та
Рb(ОН)2 гидроксид свинца (II) Н2РbO2 - свинцовая к-та
  Рb(ОН)4 гидроксид свинца (IV) Н4РbO4 - ортосвинцовая к-та Н2РbОз - метасвинцовая к-та

Физические свойства: все амфотерные гидроксиды представляют собой твердые вещества, плохо растворимые в воде.

3. Химические свойства.

Проявляя свойства очень слабых оснований и очень слабых кислот, амфотерные гидроксиды взаимодействуют с сильными кислотами и с сильными основаниями (щелочами).

 

а) Основные свойства.

В результате реакций с кислотами в раствор переходят катионы металлов, входящих в состав амфотерных гидроксидов; например:

Zn(OH)2 + 2НС1 ZnCl2 + 2Н2O

Zn(OH)2 + 2H+ Zn2+ + 2H2O

2Al(OH)3 + 3H2SO4 A12(SO4)3 + 6H2O

Al(OH)3 + 3H+ A13+ + 3H2O

б) кислотные свойства.

Co щелочами амфотерные гидроксиды могут взаимодействовать при высокой температуре в расплавах; при этом образуются соли, содержащие кислотные остатки метакислотных форм амфотерных гидроксидов, например:

 

t

А1(ОН)3 + NaOH = NaAlO2 + 2Н2O

метаалюминат

натрия

 

t

2Сr(ОН)3 + Ва(ОН)2 = Ва(СrO2)2 + 4Н2O

метахромит бария

 

 

При взаимодействии амфотерных гидроксидов с растворами щелочей образуется гидроксокомплексы с координационным числом, как правило, 4 или 6; например:

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4] - тетрагидроцинкат натрия

Zn(OH)2 + 2OН - = [Zn(OH)4]2-

А1(ОН)3 + NaOH = Na[Al(OH)4] - тетрагидроксоалюминат натрия

А1(ОН)3 + ОН - = [AL(OH)4] -

или:

А1(ОН)3 + 3NaOH = Na3[Al(OH)6] - гексагидроксоалюминат натрия

А1(ОН)3 + 3ОН - = [А1(ОН)6]3 -

в) термическое разложение.

Как и нерастворимые основания, амфотерные гидроксиды разлагаются при нагревании (дегидратируются):

 

t

2А1(ОН)3 = А12O3 + 3Н2O

4. Способы получения.

а) Подробно нерастворимым основаниям, амфотерные гидроксиды можно
осаждать щелочами из растворов соответствующих солей, избегая избытка
щелочи:

А1С13 + 3NaOH = А1(ОН)3 â + 3NaCl

А13+ + 3ОН - = А1(ОН)3

ZnSO4 + 2KOH = Zn(OH)2 â +K2SO4

Zn2+ + 2OH - = Zn(OH)2

б) Амфотерные гидроксиды выделяются также в процессе разрушения
гидроксокомплексов при действии кислот:

К3[Сr(ОН)6] + ЗНС1 = Сr(ОН)3 â + 3КС1 + 3Н2O

[Cr(OH)6]3 - + 3Н+ = Сr(ОН)3 + 3Н2O

или при растворении в растворах кислот цинкатов, метаалюминатов и т.д.:

Na2ZnO2 + 2HC1 = Zn(OH)2 â + 2NaCl

ZnO22 - + 2Н+ = Zn(OH)2

NaAlO2 + HC1 + H2O = Al(OH)3 â + NaCl

AlO2 - + H+ + H2O = Al(OH)3

Во всех этих реакциях следует брать строго рассчитанное количество кислоты, поскольку в избытке кислоты образующиеся амфотерные гидроксиды растворяются.

5. Генетическая связь между классами неорганических соединений.

Многочисленные способы получения солей из веществ, принадлежащих к разным классам, свидетельствует о том, что между этими классами неорганических веществ существует тесная взаимосвязь.

Связь между классами неорганических соединений, которые основаны на получении веществ одного класса из веществ другого класса, называется генетической.

Генетическая связь между важнейшими классами неорганических веществ проиллюстрировано на следующей схеме:


 

 
 


Металл

 


Неметалл

+O2 +O2


Основный оксид

 

Кислотный оксид

+H2O +H2O

Основание


  Кислота
соль

 

 


Сходящиеся стрелки в этой схеме показывают взаимодействие тех веществ, от которых они направлены, с образованием солей.


1. Me + неМе

2. Ме + O2

3. МеО + Н2O

4. неМе + О2

5. неМеО + Н2O

6. МеО + неМеО

7. МеОН + неМеО

8. НАu + МеО

9. МеОН + НАu

10. Ме + НАu

 



 


 

Взаимосвязь классов неорганических соединений

 

 

  Неметалл Кислотный оксид Кислота Соль Вода
Металл Соль1   Соль2 + водород 1 Соль3 + металл Основание4 или основной оксид и водород
Основный оксид - 1 Соль Соль + вода - Основание5
Основание - 1 Соль + вода6 Соль + вода Соль + основание7 -
Соль - - Соль + кислота8 Соль + соль Продукты
          гидролиза
Вода - Кислота* - Продукты гидролиза -

 

1. Если неметалл - кислород, то образуется оксид.

2. Если метал в ряду напряжений стоит до водорода и если кислота сильная (кроме азотной и концентрированной серной).

3. Исходный металл должен обладать большей восстановительной активностью, чем металл, входящий в состав соли.

4. Металлы, расположенные в ряду напряжений от лития до натрия включительно, образуют основания; а от магния до никеля - оксиды. Остальные c водой не реагирует.

5. Исходные оксиды должны быть оксидами металлов главных подгрупп I и II групп (кроме бериллия и магния).

6. Основание должно быть растворимо.

7. Исходные вещества должны быть растворимы, а один из продуктов реакции - нерастворим.

8. Исходная кислота должна быть устойчивее, чем кислота, образовавшаяся соль.

9. SiO2 с водой не реагирует.

 

Вопросы для самоподготовки:

1. Осуществить превращения:

ZnCl2 à Zn(OH)2 à ZnSO4 à Zn(NO3)2

á

Zn Zn(NO3)2

Na2ZnО2

2. Предложите способ получения оксида меди (II) CuO из сульфата меди (И), воды и металлического натрия.

3. Напишите уравнения реакций, доказывающие амфотерность гидроксида меди (II).

4. Предложите способ получения:

а) тетрагидроксоцинката натрия;

б) метаалюмината натрия.

Лекция № 9.

 

Тема: Комплексные соединения.

 

План:

1. Строение комплексных соединений. Теория Вернера.

2. Природа химической связи в комплексных ионах.

3. Классификация и номенклатура комплексных соединений

4. Диссоциация комплексных соединений

5. Применение комплексных соединений в медицине и химическом анализе.

 

1. Строение комплексных соединений. Теория Вернера.

 

В результате взаимодействия некоторых простых бинарных соединений друг с другом образуются новые, более сложные соединения - комплексные.

 

4KCN + Fe(CN)2 = K4[Fe(CN)6];

 

Комплексные соли при диссоциации образуют сложные комплексные ионы, которые способны существовать в растворе:

 

K4[Fe(CN)6] → 4K+ +[Fe(CN)6]4-

В водном растворе K4[Fe(CN)6] имеются катионы К+ и анионы [Fe(CN)6]4 - , но нельзя обнаружить ионы Fe2+ и CN -. Из этого следует, что они соединились и образовали сложный ион [Fe(CN)6]4 -, который называется комплексным. Состав комплексного соединения изображают химической формулой, в которой комплексный ион заключают в квадратные скобки. Образование двойных солей не ведет к существенным изменениям свойств исходных соединений, из которых они образовались.

Первая теория строения комплексных соединений была разработана швейцарским химиком А.Вернером в 1893г. Особый тип валентных сил, на котором основано образование комплексных соединений, был назван Вернером координационной связью, а теория получила название координационной.

Согласно теории Вернера, центральное место в комплексном соединении занимает комплексообразователь, или центральный атом. Комплексообразователями чаще всего являются катионы металлов. Наибольшую склонность к комплексообразованию проявляют ионы d -элементов: Aq+,Cu2+, Co3+, Fe3+, Fe2+ и др. Вокруг центрального атома находятся (или координируются) противоположно заряженные ионы или нейтральные молекулы, которые называются лигандами или аддендами. Комплексообразователь и лиганды образуют внутреннюю координационную сферу комплексного соединения, которая заключается в квадратные скобки. Число лигандов, которое связывается с комплексообразователем, называется координационным числом. Чаще всего они принимают значения 4, 6 и зависят от степени окисления центрального атома и природы лиганда.

 

Таблица 1 Координационные числа для ионов-комплексообразова гелей

 

Координационное число Ионы - комплексообразователи
Cu+ , Aq+, Au+ Cu2+, Co2+, Au2+, Zn2+, Pb2+, Pt 2, Al3+ Fe2+, Fe3+, Co3+, Ni2+, Al3+, Pt4+, Hg4+, Cr3+

В качестве лигандов выступают нейтральные молекулы (Н2O, NH3CO), ионы (NO2-. Сl -, Вr -, ОН - и др.). Каждый лиганд содержит определенное число атомов (донорных атомов), которые участвуют в непосредственном связывании с центральным атомом и образуют определенное число координационных связей (дентатность). Если лиганд образует одну связь с центральным атомом, то это монодентатный лиганд.К монодентатным лигандам относятся Сl -, J -, Br -, CN -, ОН - и др. В случае монодентатных лигандов координационное число равно числу лигандов.

Бидентатный лиганд содержит два атома, которые образуют связь с центральным атомом. Например, этилендиамин (en) H2N - СН2 - СН2 - NH2 является бидентатным лигандом, в молекуле которого каждый из двух атомов азота образует одну связь с центральным атомом. В комплексном ионе [Cu(en)3]2+ координационное число меди равно 6, то есть в случае би - и полидентатных лигандов координационное число равно числу лигандов умноженному на дентатность К полидентатным лигандам относятся аминокислоты, белки пептиды, порфирины, которые называются еще биолигандами.

Заряд комплексного иона равен алгебраической сумме зарядов иона-комплексообразователя и лигандов:

Aq+ + 2 CN - [Aq(CN)2] - ; (+1 - 2= -1)

Pt4+ + 6C1 [PtCL6]2 -. (+4- 6= -2)

Входящие в состав комплексного иона электронейтральные молекулы не влияют на величину его заряда. Если лигандами являются только электронейтральные молекулы, то заряд комплексного иона равен заряду комплексообразователя. Например, в комплексных ионах [Aq(NH3)2]+ и [Cu(NH3)4]2+ заряд ионов равен заряду комплексообразователя.

Ионы, не вошедшие во внутреннюю координационную сферу. Образуют внешнюю координационную сферу. Ионами внешней сферы часто являются ионы щелочных и щелочноземельных металлов, ионы аммония и анионы.

 

2. Природа химической связи в комплексных ионах

 

Для объяснения образования, строения и свойств комплексных соединений применяются

Различные теории, но наиболее наглядным и доступным является метод валентных связей (МВС)

Согласно МВС, в процессе образования комплексного иона устанавливается прочная связь между комплекснообразователем и лигандами. Механизм образования комплексного иона [Zn(NH3)4]2+.

Атом азота в молекуле аммиака имеет неподеленную пару электронов, а
ион Zn2+ имеет четыре свободные орбитали. Поэтому при образовании
комплексного иона [Zn(NH3)4]2+ роль донора играют четыре молекулы аммиака,
а роль акцептора - ион цинка Zn2+, который принимает четыре пары электронов
от четырех молекул аммиака. В образовании связи участвуют одна 4s- орбиталь
и три 4р-орбитали иона цинка. Комплексный ион [Zn(NH3)4]2+ имеет
геометрическую конфигурацию (тетраэдр), что означает осуществление sp -
гибридизации. Образование комплексного иона [Zn(NH3)4]2+ может быть
показано и следующим образом: