Экспериментальная часть

Общие требования. В опытах 1 – 3 необходимо составить уравнения электронного баланса, подобрать коэффициенты. Указать процессы окисления и восстановления.

Опыт № 1. Окислительные и восстановительные свойства

простых веществ

Внести в две пробирки по 4 капли йодной воды. В первую пробирку добавить несколько капель хлорной воды (Cl₂ + H₂O), во вторую сероводородной воды (H₂S + H₂O). Написать уравнения протекающих реакций, учитывая, что в первом случае образуются хлороводородная HCl и иодноватая HIO₃ кислоты; во втором случае помутнение раствора вызвано выделением коллоидной серы, являющейся одним из продуктов реакции. Окислителем или восстановителем являются в этих реакциях йод и хлор?

Опыт № 2. Окислительные и восстановительные свойства

атомов элементов в промежуточных степенях окисления.

а) Соединение серы (+4) в окислительно – восстановительных реакциях

В первую пробирку с раствором дихромата калия K₂Cr₂O₇ и во вторую с раствором сульфида натрия Na₂S внести по 2 капли 2 н серной кислоты и микрошпатель сульфита натрия Na₂SO₃. Как изменилась окраска в первой пробирке ? Почему помутнел раствор во второй пробирке? Написать уравнения проведенных реакций.

б) Окислительные и восстановительные свойства соединений олова (II)

Внести в пробирку по 3 капли раствора хлорида железа (III) и гексацианоферрата (III) калия K₃[Fe(CN)₆] и добавить 2 капли раствора хлорида олова (II). Окрашивание раствора в интенсивно синий цвет обусловлено появлением ионов Fe²⁺, образующих с K₃[Fe(CN)₆] синий осадок. Хлорид олова при этом переходит в хлорид олова (IV).

В другую пробирку внести 6 капель хлорида олова (II) и кусочек цинка, наблюдать на поверхности цинка образование блестящих кристалликов олова. Написать уравнения проведенных реакций.

Опыт № 3. Влияние среды на протекание окислительно –

восстановительных процессов

В три пробирки внести по 6 капель раствора перманганата калия KMnO₄. В первую пробирку добавить 3 капли 2 н раствора серной кислоты. Во вторую – столько же воды, в третью – такое же количество щелочи. Во все три пробирки внести по 3 капли раствора сульфита натрия Na₂SO₃. Написать уравнения реакций восстановления перманганата калия KMnO₄ сульфитом натрия Na₂SO₃ в кислой, нейтральной и щелочной средах.

Вопросы к защите лабораторной работы

1. Какая из солей: MnSO₄или KMnO₄ - может быть восстановителем?

2. Какой процесс называется: а) окислением? б) восстановлением?

Лабораторная работа № 9 «Комплексные соединения»

Теоретическое введение

Комплексными соединениями называются определенные химические соединения, образованные сочетанием отдельных компонентов и представляющие собой сложные ионы или молекулы у которых имеются ковалентные связи, образованные по донорно- акцепторному механизм.

В большинстве комплексных соединений различают внутреннюю и внешнюю сферы: K₄[Fe(CN)₆]

Ионы калия – внешняя сфера

[Fe(CN)₆]^4- - внутренняя сфера (комплексный ион). В центре молекулы комплексного соединения находится центральный ион – комплексообразователь. Ионами – комплексообразователями являются ионы металлов. Вокруг центрального иона – комплексообразователя находятся противоположно заряженные ионы или нейтральные молекулы, которые называются лигандами или аддендами. Ион- комплексообразователь и лиганды составляют внутреннюю сферу. Число лигандов (аддендов), которые координируются вокруг центрального иона – комплексообразователя, называют координационным числом.

Fe²⁺- центральный ион – комплексообразователь

CN^- - лиганды (адденды)

Координационное число [Fe(CN)₆]^4- в нашем примере равно шести.

Заряд комплексного иона равен алгебраической сумме зарядов иона – комплексообразователя и лигандов.

У анионных комплексов заряд комплексного иона отрицательный, у катионных – положительный. Например:

К₄[Fe(CN)₆]; К[BiI₄] – анионные комплексы;

[Cu(NH₃)₄]SO₄ – катионный комплекс

[Co(NH₃)₃Cl₃]⁰ - электронейтральный комплекс

У электронейтральных комплексов внешняя сфера отсутствует и заряд их равен нулю.

Анионные и катионные комплексы в растворах диссоциируют:

К₄[Fe(CN)₆] ↔ 4К⁺ + [Fe(CN)₆]^4-

[Cu(NH₃)₄]SO₄ ↔ [Cu(NH₃)₄]²⁺ + SO₄^2-

В свою очередь комплексный ион может диссоциировать на ион- комплексообразователь и лиганды:

[Fe(CN)₆]^4- = Fe²⁺ + 6 CN^-;

[Cu(NH₃)₄]²⁺ = Cu²⁺ + 4 NH₃⁰

Прочность комплексных ионов характеризуется величиной константы нестойкости К_н, которая в свою очередь есть ничто иное, как константа равновесия процесса диссоциации комплексного иона на ион- комплексообразователь и лиганды. Константа нестойкости равна произведению концентрации иона- комплексообразователя и лигандов, деленному на концентрацию непродиссоциировавшего комплексного иона.

К_н = [Fe²⁺] ∙ [CN^-]⁶/ {[Fe(CN)₆]^4-}= 1∙ 10^-37

Константа нестойкости, как любая константа равновесия, зависит от природы вещества, от температуры и не зависит от концентрации.

Двойные соли – комплексные соединения с очень большой константой нестойкости. Двойные соли диссоциируют в одну ступень на катионы обоих металлов (или катион аммония) и анионы кислотного остатка:

KAl(SO₄)₂ ↔ K⁺ + Al³⁺ +2 SO₄^2-;

NH₄Fe(SO₄)₂ ↔ NH₄⁺ + Fe³⁺ + 2 SO₄^2-

Экспериментальная часть

Общие требования. В опытах № 1 – 4 написать уравнения электролитической диссоциации полученных комплексных соединений. В опыте № 1 записать выражение константы нестойкости полученного комплексного иона.

Опыт № 1. Анионные комплексы. Тетраиодовисмутат калия

В пробирку к одной капле раствора нитрата висмута Bi(NO₃)₃ прибавить по каплям раствор иодида калия KI до выпадения темно – бурого осадка йодида висмута BiI₃. Растворить этот осадок в избитке раствора иодида калия. Каков цвет полученного раствора?

Опыт № 2. Катионные комплексы. Комплексное основание никеля.

Получить осадок гидроксида никеля (II), внеся в пробирку 4 капли раствора сульфата никеля NiSO₄ и такой же объём раствора щелочи NaOH. К осадку добавить 6 капель 25 % раствора аммиака NH₄OH. Сравнить окраску ионов Ni²⁺ в растворе сульфата никеля с окраской полученного раствора

Опыт № 3. Комплексные соединения в реакциях обмена. Взаимодействие гексацианоферрата (II) калия с сульфатом меди

В пробирку с 5 каплями раствора сульфата меди СuSO₄ добавить такой же объём комплексной соли К₄[Fe(CN)₆]. Отметить цвет образовавшегося осадка гексацианоферрата меди.

Опыт № 4. Разрушение комплексных ионов. Разрушение комплекса при осаждении комплексообразователя

В пробирку с 5 каплями раствора сульфата меди СuSO₄ добавить 3 капли раствора сульфида аммония (NH₄)₂.S. Наблюдать изменение окраски иона тетрааммин меди(II) вследствие его разрушения с выпадением труднорастворимого сульфида меди и обратить внимание на запах аммиака, который высвобождается при разрушении комплексного иона.

[Cu(NH₃)₄]SO₄ + (NH₄)₂S = CuS↓ + 4NH₃↑ + (NH₄)₂SO₄

Опыт № 5. Комплексные соединения в окислительно – восстановительных реакциях. Окисление гексацианоферрата (II) калия.

В пробирку внести 5 капель раствора перманганата калия, подкислить 2 н серной кислотой и добавить по каплям раствор гексацианоферрата (II) калия. Наблюдать обесцвечивание раствора вследствие восстановления перманганат – иона в ион двухвалентного марганца.

KMnO₄ + H₂SO₄ + К₄[Fe(CN)₆] = MnSO₄ + К₃[Fe(CN)₆] + К₂SO₄ + H₂O

Вопросы к защите лабораторной работы

1 Классификация комплексных соединений?

2. Что характеризует константа нестойкости?