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
МnО2 → МnО -;

2.

HBr→Br2; CuS →SO 2-; As2 S3→ 2H3AsO4; CaH2 → H2;
С1 → 2СlO -?

2.

В каком из указанных процессов происходит повышение степени окисления элементов: МnО -→Мп2+;

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

 

I2 →2IO -; 2HBr → Br2; NO -→NO -?  
6. В каком из указанных процессов происходит
             

 
3 2 3

 

восстановительный процесс:
NH3→NO; МnО - →МnО 2-; S2-→S+6; PbO2 → Pb2+;
МnО -


→ MnO2; Ag → Ag+?


7.

Какие из перечисленных ионов могут играть роль окислителей и почему: Cu2+; S2-; Br-; Fe3+; А13+; Сl-; СlO -;


МnО -; Cr2О 2-; СrO 2-; NO -?

4 7 4 3

8.

Какие из перечисленных ионов могут играть роль восстановителей и почему: Ag+, SO 2-, Fe2+, Sn2+, Sn4+,

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.
В три пробирки налить по 2 мл железоаммонийных квасцов Fe2(SO4)3 • (NH4)2SO4. В одну пробирку влить 2–3 мл NaOH или КОН. Нагреть. Обнаружить выделение NH3 (по запаху и по посинению влажной красной лакмусовой бумажки). Эта реакция свидетельствует о наличии иона NH +.

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.
(Н2О, NH3, NO, CO, CN–, NО -, Сl–, I–, ОН– и др.).

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

3 2
{[ Ag(NH ) ]+}

[ Ag +] ×[CN -]2
KH[Ag(CN)2]=


{[ Ag(CN ) ]-}


= 1,0 ×10-21


В приведенных примерах комплекс [Ag(CN)2] - более прочен, чем [Ag(NH3)2]+.