817

Лабораторная работа № 7

РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА

При химическом взаимодействии в растворах электролитов реагируют не молекулы, а ионы. В уравнениях реакций ионы электролита разделяют знаком «плюс», например:

Na+ + Cl , или Ag+ + NO3 .

Взаимодействие между этими веществами может быть выражено уравнением

Ag+ + NO3 + Na+ + Cl = AgCl + Na+ + NO3 .

Из уравнения следует, что из четырех ионов, участвующих в реакции, непосредственно взаимодействуют только два иона: серебра и хлора, то есть суть реакции можно выразить следующим ионным уравнением:

Ag+ + Cl = AgCl .

Химические реакции могут изображаться уравнениями трех типов 1) молекулярными; 2) ионно-молекулярными; 3) ионными, например:

BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HCl (молекулярное);

Ba+2 + 2Cl + 2H+ + SO4 2 =BaSO4 + 2H+ + 2Cl (ионно-молекулярное); Ba+2 + SO4 2 = BaSO4 (ионное).

Реакции между ионами могут быть отнесены к одному из следующих четырех типов:

1)реакции, идущие с образованием осадка;

2)реакции, идущие с образованием газообразного вещества;

3)реакции, идущие с образованием слабого электролита;

4)реакции, идущие с образованием комплексных ионов.

В первом случае при составлении уравнений реакции необходимо учитывать растворимость веществ. В уравнении реакции вещество, выпадающее в осадок, изображается молекулярной формулой:

Zn+2 + SO4 2 + 2K+ + S 2 = ZnS + 2K+ + SO4 2 ;

Al+3 + 3Cl + 3Na+ + PO4 3 = AlPO4 + 3Na+ + 3Cl .

Изменение концентрации одного из ионов смещает равновесие в насыщенном растворе труднорастворимого соединения. Так, для процесса AgI = Ag+ + I константа равновесия имеет вид

31

Так как для гетерогенных реакций концентрация твердого вещества есть величина постоянная, то ее включают в константу равновесия. Такая константа равновесия процесса растворения труднорастворимого соединения называется произведением растворимости и обозначается ПР.

Тогда для приведенной выше реакции ПР = [Ag+] [I ]. Произведение растворимости характеризует способность соединения растворяться. Чем меньше величина ПР, тем ниже растворимость вещества. При увеличении в растворе концентрации одноименных ионов (например, ионов иода) растворимость труднорастворимого соединения снижается. Наоборот, если какой-либо из ионов тем или иным способом выводится из раствора, то растворимость труднорастворимого соединения повышается.

К газообразным веществам, образующимся в ходе реакций ионного обмена, следует отнести сложные газообразные вещества,

такие как H2S, HCl, NH3, CO2, SO3 и другие.

Например: 2Na+ + S 2 + 2H+ + SO4 2 = H2S + 2Na+ + SO4 2 .

Если исходное вещество плохо распадается в воде на ионы, то в уравнении реакции его пишут в молекулярной форме:

FeS + 2H+ + SO4 2 = H2S + Fe+2 + SO4 2.

К слабым электролитам относятся вода, слабые кислоты и основания, кислотные остатки многоосновных кислот, содержащие ион водорода, основные остатки многоатомных оснований, содержащих гидроксид-ионы. Реакция нейтрализации – это реакция между гидроксид-ионами основания или основной соли и ионами водорода кислоты или кислой соли с образованием слабого электролита – воды.

Na+ + OH + H+ + NO3 = H2O + Na+ + NO3 ;

K+ + HSO4 + Na+ + OH = H2O + K+ + Na+ + SO4 2 ;

AlOH+2 + 2Cl + H+ + NO3 3 = H2O + Al+3 + 2Cl + NO3 .

Следующий пример – вытеснение слабых кислот из их солей сильными кислотами, в результате чего образуется слабый электролит

– слабая кислота:

2Na+ + SiO3 2 + 2H+ + 2Cl = H2SiO3 + 2Na+ + 2Cl .

Если образующаяся слабая кислота неустойчивая, то она разлагается на воду и кислотный оксид, например:

32

2Na+ + CO3 2 + 2H+ + Cl = H2O + CO2 + 2Na+ + 2Cl .

В данном случае мы имеем дело с реакцией ионного обмена, идущей с выделением газообразных соединений.

Примером реакций, в которых происходит вытеснение слабых оснований из растворов их солей сильными основаниями, могут служить реакции, идущие с образованием Mg(OH)2, Be(OH)2, Al(OH)3, гидроксидов тяжелых металлов, гидроксида аммония. Например:

NH4+ + Cl + K+ + OH = NH4OH + K+ + Cl .

При нагревании гидроксид аммония разлагается на аммиак и

воду:

NH4OH = NH3 + H2O.

Другим примером может служить реакция между сульфатом меди и гидроксидом натрия:

Cu+2 + SO4 2 + 2Na+ + 2OH = Cu(OH)2 + 2Na+ + SO4 2.

В данном случае в ходе реакции ионного обмена образовалось нерастворимое соединение.

К реакциям ионного обмена относятся и реакции превращения средних солей в кислые. Многоосновные кислоты распадаются на ионы ступенчато:

Отсюда следует, что ион HCO3 – более слабый электролит, чем H2CO3. Процесс перевода средних солей в кислые обусловливается взаимодействием ионов, приводящим к образованию слабого электролита (иона кислой соли):

MgCO3 + H2O + CO2 = Mg+2 + 2HCO3 .

Реакции гидролиза также можно отнести к реакциям ионного обмена:

2Na+ + CO3 2 + H2O = 2Na+ + HCO3 + OH ;

Al+3 + 3Cl + H2O = AlOH+2 + 3Cl + H+ ;

Cr2S3 + 6H2O = 3H2S + 2Cr(OH)3 .

Гидролиз и реакция нейтрализация – это процессы, обратные по направлению.

33

Особо следует рассмотреть реакции ионного обмена с участием амфотерных гидроксидов. Гидроксиды таких металлов, как бериллий, цинк, олово, алюминий, свинец могут растворяться как в кислотах, так и в щелочах, то есть проявляют двойственность свойств:

Sn(OH)2 + 2H+ + 2Cl = 2 H2O + Sn+2 + 2Cl ;

Sn(OH)2 + 2K+ + 2OH = 2K+ + Sn(OH)4 2 .

Последняя реакция может быть отнесена к реакциям, идущим с образованием комплексного иона. Как известно, комплексные соединения достаточно устойчивы и лишь незначительно диссоциируют на ионы лиганда и центральный ион. Например, насыщенный раствор HgI2 – соединение, труднорастворимое в воде, содержит ионы Hg+2 и I , которые можно обнаружить соответствующими качественными реакциями. Но если к насыщенному раствору HgI2 прилить избыток KI , то осадок растворится. Более того, качественные реакции на ионы Hg+2 и I не обнаружат в растворе этих ионов. Причина в том, что произойдет образование комплексного иона тетраиодида ртути по реакции

2K+ + HgI2 + 2I = HgI4 2 + 2K+ .

Экспериментальная часть

Опыт 1.Условия образования осадков

Смешайте в пробирке по 2 мл насыщенных растворов ВаCl2 и CaSO4. Что происходит? Теперь смешать в пробирке по 2 мл насыщенных растворов ВаSO4 и CaCl2 . Происходит ли образование осадка? Объясните результаты опыта, используя величины произведения растворимости. ПР(CaSO4) = 9,1 10 6, ПР(ВаSO4) = 1,1 10 10. При каких условиях вещество из раствора выпадает в осадок?

Опыт 2.Растворение осадков

В две пробирки положите немного ZnS и CuS , налейте по 2 мл воды и взболтайте. Составьте выражения для произведения растворимости для обоих веществ. Значения констант выпишите из прил. 4. Добавьте в обе пробирки по 3 мл соляной кислоты (2Н раствор). Что происходит с осадками? Объясните происходящее.

34

Опыт 3.Реакции ионного обмена, идущие с образованием осадков

а) В первую пробирку добавьте растворы MgSO4 и Na3PO4, во вторую пробирку – растворы FeCl3 и NaOH, в третью – растворы CuCl2 и (NH4)2S. Запишите уравнения реакций в ионном, ионномолекулярном и молекулярном видах. Отметьте цвета образовавшихся осадков. Из прил. 4 выпишите значения ПР для образовавшихся осадков.

б) В три пробирки налейте по 2 мл растворов Na2SO4, ZnSO4, Al2(SO4)3 и добавьте к ним по 2 мл раствора BaCl2. Составьте три молекулярных, ионно-молекулярных и одно общее ионное уравнение. Какой ион является реактивом на сульфат-ион?

Опыт 4.Реакции ионного обмена, идущие с выделением газов

(опыт проводить в вытяжном шкафу!)

а) В пробирку положите кусочек FeS, затем добавьте 3 мл 2Н раствора серной кислоты. Слегка нагрейте. По запаху определите выделяющийся газ. Составьте уравнение реакции.

б) В пробирку поместите 0,5г поваренной соли (NaCl), прилейте по каплям 2 – 3 мл концентрированной серной кислоты. Наблюдайте выделение паров хлороводорода. Составьте уравнение реакции. Почему нельзя при выполнении данного опыта использовать разбавленную серную кислоту?

Опыт 5.Реакции ионного обмена, идущие с образованием слабых электролитов

В 2 пробирки налейте: в первую – раствор ацетата натрия CH3COONa, во вторую – раствор хлорида аммония NH4Cl. В первую добавьте несколько капель 2Н раствора серной кислоты H2SO4 , слегка встряхните и немного подогрейте. Какой запах ощущается? Напишите молекулярное и ионное уравнения реакции. Во вторую пробирку добавьте концентрированный раствор щелочи NaOH и подогрейте. Какой запах ощущается? Напишите ионное и молекулярное уравнения реакции.

Опыт 6. Реакции нейтрализации

Налейте в две пробирки по 1 мл 2Н раствора NaOH и добавьте по 1 – 2 капли фенолфталеина. Под влиянием каких ионов фенолфталеин окрашивается в малиновый цвет? В одну пробирку

35

добавляйте по каплям 2Н раствор серной (H2SO4) или соляной (HCl) кислот, в другую – 2Н раствор уксусной кислоты (CH3COOH) до исчезновения окраски индикатора. Чем объясняется исчезновение гидроксил-ионов при добавлении кислоты? В каком случае обесцвечивание произошло быстрее и почему?

Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций. Почему равновесие ионного процесса смещается в сторону образования воды при наличии в левой части равенства малодиссоциированных молекул уксусной кислоты?

Опыт 7.Реакции, идущие с образованием комплексных ионов.

Соедините по 2 мл растворов CuSO4 и NaOH. Получите осадок, напишите уравнение реакции. С осадка слейте раствор и добавьте в пробирку с осадком концентрированный раствор аммиака, (опыт выполнять в вытяжном шкафу!). Что происходит? Составьте уравнение реакции, учитывая, что образуется комплексный ион

Cu(NH3)4 +2.

Лабораторная работа № 8

КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ

Соединения, имеющие в своем составе сложные ионы, в которых группы атомов образуют связи по донорно-акцепторному механизму, называются комплексными. Свойства комплексных соединений отличаются от свойств обычных веществ. Примерами комплексных соединений могут служить K3 Fe(CN)6 ;

Na Al(H2O)2(OH)4 ; H AuCl4 ; Zn(NH3)6 (OH)2.

В комплексном соединении имеется центральный ион, или ионкомплексообразователь, который характеризуется не только обычной валентностью, но и координационным числом. Координационное число показывает, сколько групп атомов, ионов или молекул может одновременно присоединить центральный атом. Группы атомов, атомы, ионы или молекулы, присоединяемые к иону-

комплексообразователю, называют лигандами. Лиганды,

окружающие центральный ион и непосредственно связанные с ним,

образуют внутреннюю координационную сферу. Центральный ион вместе с лигандами внутренней сферы образуют нейтральный

36

комплекс или заряженный комплексный ион. Например Co(NH3)3Cl3

– нейтральный комплекс; Co(NH3)5Cl +2 – комплексный катион;Fe(CN)6 3 – комплексный анион.

Комплексный ион в растворе может электростатически взаимодействовать с противоположно заряженными ионами, которые образуют внешнюю координационную сферу. Выделенные из таких растворов нейтральные комплексные соединения могут существовать только в твердой фазе, а при растворении в полярных растворителях диссоциируют как простые ионные соединения, например:

K3 Fe(CN)6 = 3K+ + Fe(CN)6 3 .

Чтобы составить формулу комплексного соединения, необходимо знать степень окисления центрального атома, заряды лигандов, а также координационное число центрального атома. Чаще всего встречаются координационные числа 4 и 6. В табл. 8 приведены координационные числа наиболее распространенных ионовкомплексообразователей:

Пример составления формулы комплексного соединения

Напишите формулу комплексного соединения, состоящего из ионов Fe+3, CN , K+, если ионом-комплексообразователем будет ион железа. Ионы калия не могут входить во внутреннюю координационную сферу, так как положительно заряженные ионы будут отталкиваться от положительно заряженного ионакомплексообразователя. Следовательно, лигандами будут цианидионы. Ионы калия будут находиться во внешней координационной сфере. Для трехвалентного железа характерно координационное число 6. На первое место в формуле ставим, как всегда, положительно заряженный катион, в данном случае это будут ионы калия. Далее записываем комплексный анион: K3 Fe+3(CN )6 .

Важнейшими комплексными соединениями с нейтральными лигандами являются аммиакаты (лигандом является молекула аммиака NH3) и аквакомплексы (лиганд – молекула воды), например:

37

Co(NH3)6 Cl3 – хлорид гексааммин кобальта (+3) и Cr(H2O)6 Cl3 – хлорид гексааква хрома (+3). К аквакомплексам относятся кристаллогидраты. Другая форма записи кристаллогидратов –

CrCl3 6H2O.

Комплексные соединения, которые содержат в качестве лигандов отрицательно заряженные кислотные остатки, называют ацидокомплексами , например, K3 Co(NO2)6 - гексанитрокобальтат калия.

В водном растворе комплексные соединения диссоциируют на комплексный ион и ионы внешней сферы:

Cu(NH3)4 SO4 = Cu(NH3)4 +2 + SO4 2 .

В реакциях ионного обмена комплексные ионы переходят из одного соединения в другие без изменения своего состава:

2Cu+2 + 2SO4 2 + 4K+ + Fe+2(CN)6 4 = Cu2 Fe(CN)6 + 4K+ + 2SO4 2.

При разбавлении раствора комплексные ионы могут диссоциировать на ион-комплексообразователь и лиганд:

Cu(NH3)4 +2 = Cu+2 + 4NH3.

Константа равновесия данного процесса равна

KH Cu 2 NH3 24Cu(NH3 )4

и называется константой нестойкости комплексного иона. Чем больше значение константы, тем ниже устойчивость комплексного

соединения. Так, для процесса Ag(NH3)2 + = Ag+ + 2NH3 KH = 6,8 10 8, а для процесса Ag(CN)2 = Ag+ + 2CN KH = 10 21, то есть второй комплекс более устойчив, чем первый.

При снижении концентрации одного из компонентов, входящих в состав комплекса, может произойти его разрушение. Сравним два опыта: к растворам сульфата никеля NiSO4 и сульфата гексааммин никеля Ni(NH3)6 SO4 добавим раствор щелочи NaOH. Осадок гидроксида никеля образуется только в первом случае. Почему? Сульфат никеля диссоциирует по следующей схеме: NiSO4 = Ni+2 + SO4 2, а комплексная соль – Ni(NH3)6 SO4 = Ni(NH3)6 +2 + SO4 2.

Константа нестойкости этого комплекса КН = 10 8, то есть лишь незначительная часть комплекса распадается на ион никеля и молекулы аммиака: Ni(NH3)6 +2 = Ni+2 + 6NH3. Произведение растворимости гидроксида никеля ПР(NiOH)2 = 2 10 15. Концентрация ионов никеля, образующихся при диссоциации комплексного иона,

38

оказывается недостаточной для достижения величины ПР, поэтому во втором случае осадок не образуется.

Если же к этим растворам прибавить сульфид аммония (NH4)2S , то осадок сульфида никеля NiS выпадет в обеих пробирках. Растворимость сульфида никеля очень мала (ПР = 1,4 10 24), и даже того незначительного количества ионов никеля, которые образуются при диссоциации комплекса, оказывается достаточно для образования осадка сульфида никеля. При добавлении к раствору, содержащему ионы гексааммин никеля, значительного количества сульфид-ионов все ионы никеля оказываются связанными в нерастворимый сульфид никеля NiS , что приводит к разрушению комплексного соединения.

В окислительно-восстановительных реакциях с участием комплексных ионов происходит либо изменение степени окисления иона-комплексообразователя без существенного нарушения состава комплекса, например:

2K4 Fe+2(CN)6 + Cl20 = 2K3 Fe+3(CN)6 + 2KCl 1,

либо полное разрушение комплекса с образованием более простых по составу продуктов окисления:

2K2 Ni+2(CN)4 +9Br2 + 6KOH = 2Ni+3(OH)3 +8CNBr + 10KBr.

Активные металлы могут восстанавливать менее активный ионкомплексообразователь, замещая его в комплексном соединении:

Zn + 2K Au(CN)2 = 2Au + K2 Zn(CN)4 .

При растворении амфотерных гидроксидов в щелочах также образуются комплексные соединения:

Sn(OH)2 + 2K+ + 2OH = 2K+ + Sn(OH)4 2.

Экспериментальная часть

Опыт 1.Сравнение свойств двойных и комплексных солей

а) В три пробирки налейте по 2 мл раствора алюмокалиевых квасцов KAl(SO4)2. В первую добавьте раствор гидротартрата натрия NaHC4H4O6 (кислая натриевая соль винной кислоты), во вторую добавьте несколько капель щелочи NaOH, в третью – раствор ВаСl2. Что происходит в каждой пробирке? Составьте ионные уравнения всех реакций. На присутствие каких ионов указывают эти реакции? Составьте уравнение электролитической диссоциации KАl(SO4)2.

б) В пробирку налейте раствор хлорида железа FeCl3 и добавьте раствор роданида калия или аммония (KCNS или NH4CNS). Что

39

происходит? Напишите уравнение реакции. На присутствие каких ионов указывает данная реакция?

В другую пробирку налейте раствор гексацианоферрата (+3) калия K3 Fe(CN)6 и добавьте раствор роданида калия или аммония. Появилось ли красное окрашивание раствора? Составьте уравнение реакции электролитической диссоциации комплексного соединения. Есть ли в этом растворе ионы трехвалентного железа Fe+3 ? В чем разница между двойными и комплексными солями?

Опыт 2.Соединения с комплексными анионами

а) На часовое стекло поместите по 3 – 4 капли концентрированных растворов хлорида кобальта CoCl2 и роданида калия KCNS. Укажите окраску раствора и приведите уравнение реакции образования комплексного соединения, учитывая, что в данном случае координационное число кобальта равно 2. Раствор сохраните для опыта №5.

б) В пробирку налейте 2 – 3 мл раствора сульфата цинка ZnSO4. По каплям добавьте раствор щелочи (NaOH) до получения белого осадка. Затем добавьте избыток щелочи и наблюдайте растворение осадка. Напишите уравнение образования гидроксида цинка и комплексной соли тетрагидроксоцинката натрия.

Опыт 3.Соединения с комплексными катионами

Впробирке смешайте равные количества сульфата меди CuSO4

игидроксида натрия NaOH . Наблюдайте образование синего осадка гидроксида меди Cu(OH)2. Осторожно слейте раствор с осадка и по каплям добавьте концентрированный раствор аммиака. Наблюдайте растворение осадка и образование ярко-синего раствора. Напишите уравнение реакций. Раствор сохраните для опыта №5.

Опыт 4.Комплексные соединения в реакциях обмена

а) К разбавленному раствору хлорида трехвалентного железа FeCl3 добавьте 1-2 капли раствора соляной кислоты HCl и несколько капель желтой кровяной соли K4 Fe(CN)6 . Что образуется? Запишите уравнение реакции.

б) К раствору хлорида калия KCl добавьте по каплям раствор гексанитрокобальтата натрия Na3 Co(NO2)6 . Наблюдайте образование желтого кристаллического осадка K2Na Co(NO2)6 . Составьте уравнение реакции.

40