Лабораторная работа 5

Опыт 1. Образование комплексных соединений

а) В две пробирки налейте раздельно по 2 мл раствора CuCl₂ и ZnCl₂ и прибавляйте по каплям раствор аммиака до образования осадка Cu(OH)₂ и Zn(OH)₂. Затем прилейте избыток раствора NH₄OH до растворения осадка. Сравните цвета полученных растворов с первоначальными. Напишите уравнения реакций получения комплексных соединений.

б) Налейте в пробирку 2 мл раствора AlCl₃ и добавляйте по каплям раствор щелочи до образования осадка Al(OH)₃. Затем прилейте избыток щелочи до растворения осадка. Напишите уравнения реакций получения комплексной соли.

в) В пробирку с раствором Bi(NO₃)₃ добавьте по каплям раствор KI с молярной концентрацией эквивалента 0,5 моль/л до выпадения осадка BiI₃. Затем прилейте раствор KI до растворения выпавшего осадка. Каков цвет полученного раствора? Напишите уравнения реакций образования и диссоциации комплексного соединения, учитывая, что координационное число Bi³⁺ равно четырем.

Опыт 2. Свойства простых и комплексных солей Fe³⁺

а) К 1–2 мл раствора FeCl₃ прилейте немного раствора KSCN. Напишите уравнения реакции. Эта реакция характерна для иона Fe³⁺ и применяется для его обнаружения.

б) Докажите, обнаруживается ли ион Fe³⁺ в растворе K₃[Fe(CN)₆], проделав характерную реакцию, как в опыте а).

в) Налейте в одну пробирку немного раствора FeCl₃, а в другую – K₃[Fe(CN)₆] и добавьте в каждую из них одинаковый объем раствора FeSO₄. Объясните отсутствие изменений в первой пробирке и образование во второй осадка так называемой турнбулевой сини Fе₃[Fe(CN)₆]₂. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной форме.

Опыт 3. Влияние концентрации раствора на комплексообразование

К нескольким каплям раствора СоCl₂ в пробирке прилейте концентрированный раствор KSCN. Наблюдайте изменения цвета раствора вследствие образования комплексной соли K₂[Co(SCN)₄]. Разбавьте полученный раствор водой. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной форме. Какое влияние оказывает концентрация раствора на комплексообразование?

8. Окислительно-восстановительные реакции (овр)

Все химические реакции делят на две группы: обменные (протекающие без изменения степени окисления) и окислительно-восстановительные. В результате ОВР электроны переходят от одних атомов или ионов (восстановителей) к другим (окислителям), то есть это реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов.

Восстановитель – вещество, атомы или ионы которого повышают свою степень окисления, отдавая при этом электроны:

Zn⁰ – 2e = Zn^2+.

Окислитель – вещество, атомы или ионы которого понижают свою степень окисления, принимая при этом электроны:

Cu²⁺ + 2e = Cu^0.

Восстановление – это процесс присоединения электронов, окисление – процесс отдачи электронов.

Степень окисления элемента в соединении определяется как число электронов, смещенных от атома данного элемента к другим атомам (при положительной степени окисления) или от других атомов к атому данного элемента (при отрицательной степени окисления).

Соединения, в состав которых входят атомы в высшей степени окисления могут играть только роль окислителя. Если в составе соединения атомы в низшей степени окисления, они выступают в качестве восстановителей. Соединения, содержащие атомы в промежуточной степени окисления, могут играть роль как окислителя, так и восстановителя:

S⁺⁴ + 4e = S⁰ – окислитель, восстановление;

S⁺⁴ – 2e = S⁺⁶ – восстановитель, окисление.

Степень окисления определяется исходя из электронейтральности молекулы, используя сведения об атомах, имеющих постоянную степень окисления:

1) щелочные металлы (+1);

2) щелочноземельные металлы (+2);

3) фторид – ион F^– (–1);

4) водород (+1), за исключением гидридов металлов (–1);

5) кислород (–2), за исключением пероксидов (–1), фторида кислорода ОF₂ (+2);

6) степень окисления элементов в простых веществах равна нулю.

Все окислительно-восстановительные реакции делятся на три типа:

1) реакции межмолекулярного окисления-восстановления, в которых окислитель и восстановитель входят в состав различных веществ, например:

2Са⁰ + О₂ = 2СаО;

2) реакции внутримолекулярного окисления-восстановления, в которых окислитель и восстановитель входят в состав одной молекулы, например:

2НgO = 2Hg + O_2;

3) реакции диспропорционирования (самоокисление, самовосстановление), когда атомы одного и того же элемента могут выступать и в качестве окислителя, и в качестве восстановителя, например:

4KClO₃ = 3KClO₄ + KCl.

Для составления уравнений ОВР используют различные методы, в частности метод электронного баланса и метод полуреакций.