Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Общая, неорганическая и аналитическая химия. Учебное пособие для студентов очной и заочной формы обучения направления подготовки 35.03.07 - «Технологи
.pdf
Лабораторная работа № 5
КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
Получение комплексных соединений
1.Образование аммиакатов меди и серебра
1а. Налить в пробирку 5 капель раствора и подей-
ствовать на него раствором NaOH. К образовавшемуся осадку
прибавить избыток раствора аммиака. Происходит
растворение осадка и изменение окраски вследствие образования ионов
.Составить уравнения реакций.
1б. Действием на нитрат серебра (5 капель) соляной кислотой получить осадок хлорида серебра AgCl. Слить с отстоявшегося осадка жидкость и прибавить к нему избыток раствора
аммиака. Осадок растворяется вследствие образования растворимой комплексной соли
.
При добавлении к этому раствору азотной кислоты аммиачный комплекс разрушается. Выпадает белый осадок.
2.Соединения с комплексным отрицательным ионом
2а. Налить в пробирку 5 капель раствора нитрата (II)
ртути и добавить к нему несколько капель йодида
калия. Вначале образуется осадок йодида ртути , а затем
при дальнейшем приливанииKI происходит растворение
осадка и образование комплексного соединения в растворе.
2б. Взять 2 пробирки и налить в каждую по 5капель растворов: в первую - сульфата алюминия, во вторую - хлорид
цинка.
Прибавить в 2 пробирке по несколько капель щелочи
и наблюдать образование осадков. При добавлении избытка
121
щелочи осадки растворяются с образованием гидроксокомплексов. Написать уравнения всех проведенных реакций в молекулярной и ионной формах.
3.Комплексные соединения в реакциях обмена
3а. К подкисленному раствору добавить равный
объем раствора желтой кровяной соли
. Что обра-
зуется?
3б. К свежеприготовленному раствору , добавить
раствор красной кровяной соли
. Написать уравне-
ние реакции.
3в. К раствору прибавить раствор желтой кровяной
соли
. Что образуется? Написать уравнение реак-
ции.
V.XI ОКИСЛИТЕЛЬНО –
ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) имеют
большое значение в теории и практике. С ними связаны процессы: дыхание, обмен веществ, фотосинтез, гниение, горение,
электролиз, коррозия металлов и др.
ОВР называются реакции, протекающие с изменением
степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих
веществ.
Степень окисления – это условный заряд, который при-
обрел бы атом элемента, если предположить, что он принял
или отдал то или иное число электронов.
Степень окисления может иметь нулевое, отрицатель-
ное, положительное значения.
122
При определении степени окисления следует знать не-
сколько основных положений:
(-2) - степень окисления
атома кислорода в соединениях:
+O-2
H
CaO
, Cu+2O-2 (исключение: пероксиды: H
2
-1
; супероксиды (надперекиси): KO
2
кислорода O+2F
-1/2
-
).
2
2
+
2
, CsO
O
-1
2
-1/2
2
, Na2O
-1
2
; фторид
(-1) - степень окисления фтора в соединениях: H+F-,
Са+2F
-
.
2
(0) - нулевую степень окисления имеют атомы в мо-
0
лекулах простых веществ и свободные металлы: H
0
Cl
, Zn0 ,Cu0 и др.
2
0
, O
2
,
2
(+1) - степень окисления щелочных металлов
(I А погруппа): Na+Cl-, K+Br- и др.
(+2) - степень окисления щелочноземельных металлов
(II А подгруппа): Сa+2Cl
-
, Ba+2O-2 и др.
2
Используя эти данные, можно вычислять степени окисления других атомов в соединениях, зная, что алгебраическая
сумма степеней окисления всех атомов, входящих в молекулу,
равна нулю.
Повышение или понижение степени окисления атомов
отражается в электронных уравнениях.
Окислитель - это вещество, принимающее электроны.
Процесс приема электронов называется восстановлением,
например:
Mn6+ + 2e-Mn4+,
Мn6+ - окислитель, в процессе реакции восстанавливается
до Mn4+.
Восстановитель – вещество, отдающее электроны. Про-
цесс отдачи электронов называется окислением, например:
Zn0 – 2e-Zn2+,
Zn0 – восстановитель, в процессе реакции окисляется до
Zn2+.
,
123
Основные типы окислительно-восстановительных
реакций (ОВР)
К межмолекулярным относятся реакции, в которых
окислитель и восстановитель находятся в разных веществах.
Например, в реакции алюминия с азотной кислотой:
8 Al0 + 30 HN+5O
= 8 Al+3(NO3)3 + 3 N
3разб.
+1
O + 15 H2O
2
Al – восстановитель, HNO3 – окислитель.
К внутримолекулярным относятся реакции, в которых
окислитель и восстановитель находятся в одном и том же веществе:
2 KCl+5O
-2
= 2 KCl-1 + 3 O
3
0
2
В этой реакции атом хлора (окислитель) и атом кисло-
рода (восстановитель) входят в состав одного и того же вещества KClO3.
Среди внутримолекулярных реакций выделяют реакции
диспропорционирования (самоокисления-самовосстановле-
ния). Атом одного и того же элемента является и окислителем
и восстановителем:
0
Cl
+ H2O= HCl+1O + HCl
2
-1
В этой реакции часть атомов хлора восстанавливается,
изменяя степень окисления от 0 до -1, а другая часть окисляется от 0 до +1.
Все химические реакции протекают в соответствии с за-
коном сохранения массы и энергии. В ходе окислительно-восстановительных реакций число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, принятых
124
окислителем (закон сохранения зарядности). Полные уравнения окислительно-восстановительных реакций можно составить с помощью методов: а) электронного и б) электронноионного балансов.
Метод электронного баланса
основан на сравнении степеней окисления атомов в исходных
и конечных веществах. Сущность этого метода можно уяснить
на следующем примере.
Пример. Составить электронные уравнения для реакции,
протекающей по схеме:
KMnO4 + H3PO3 + H2SO4 MnSO4 + H3PO4 + K2SO4 + H2O
1)Расставляем степени окисления атомов.
K+1Mn+7O
-2
4
H
+ H
+1P+5
3
+1P+3
3
O
-2
O
3
-2
+K
4
+ H
+1S+6
2
+1S+6
2
O
4
-2
O
4
+ H
-2
= Mn+2S+6O
+1O-2
2
-2
+
4
2) Выписываем элементы, атомы или ионы которых из-
меняют степени окисления, такими элементами являются Mn и
P.
3) Составляем электронные уравнения, то есть схемы из-
менения зарядов атомов в левой и правой частях реакции:
P3+ - 2e- Р
7+
Mn
+5e-Mn2+ 2, процесс восстановления
5+
5, процесс окисления
4) Общее число электронов, которые присоединяет окис-
литель, должно быть равно числу электронов, которые отдает
восстановитель. Общее наименьшее кратное для отданных и
принятых электронов - десять. Делим число 10 на число принятых электронов марганцем и на число отданных электронов
фосфором, получим коэффициенты: для марганца - 2, а для
фосфора – 5.
5) Найденные коэффициенты 2 и 5 ставим перед формулами соединений восстановителя и окислителя.
6) Уравниваем количество ионов калия в правой и левой
частях уравнения, подсчитываем число ионов SO
2-
в правой
4
125
части, ставим коэффициент 3 перед формулой H2SO4. Уравниваем число атомов водорода в правой части уравнения, ставим
коэффициент 3 перед формулой H2O.
Молекулярное уравнение реакции будет иметь вид:
2KMnO4 + 5H3PO3 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5H3PO4 + K2SO4
+ 3H2O
6) Проводим проверку по количеству атомов кислорода.
Вступило в реакцию 35 атомов кислорода. В продуктах реакции атомов кислорода 35. Следовательно, реакция записана,
коэффициенты расставлены правильно.
Метод электронно-ионного баланса
применим к окислительно-восстановительным реакциям,
протекающим в водных растворах. Он основан на составлении
электронно-ионных балансов двух полуреакций: одной - для
процесса окисления и другой – для процесса восстановления.
Затем проводится суммирование этих полуреакций. В результате получается общее ионно-молекулярное уравнение окислительно-восстановительной реакции.
Пример. Используя метод электронно-ионного баланса,
расставим коэффициенты в уравнении реакции:
Cu + HNO3 (конц.)Cu(NO3)2 + NO2 + H2O.
Решение. Уравнение первой полуреакции – окисление
восстановителя:
Cu – 2e-Cu2+.
Уравнение второй полуреакции – восстановление окис-
лителя – составили так: ион NO
-
превращается в NO2, то есть
3
один атом кислорода в кислой среде связывается с ионами водорода с образованием воды:
-
NO
+ 2H+ NO2 + H2O.
3
Уравняв число зарядов, получим:
-
NO
+ 2H+ + e-NO2 + H2O.
3
126
Составляем суммарное ионно-молекулярное уравнение:
Cu – 2e- Cu
-
NO
+ 2H+ + e- NO2 + H2O2
3
Сu + 2NO
2+ 1
-
+ 4H+ Cu2+ + 2NO2 +2H2O.
3
Правильность составленного уравнения проверяется по
балансу числа атомов и зарядов в левой и правой частях уравнения.
Уравнение реакции в молекулярной форме имеет вид:
Сu +4HNO3 (конц.) Cu(NO3)2 + 2NO2 +2H2O.
Эквивалент окислителя и восстановителя
Окислитель и восстановитель всегда реагируют между
собой в количествах, пропорциональных их эквивалентам.
Эквивалентом окислителя называют такое массовое
количество окислителя, которое соответствует одному присоединённому электрону в данной окислительно-восстановительной реакции. Чтобы определить эквивалент окислителя,
надо его молярную массу разделить на число электронов, присоединённых одной молекулой окислителя.
Эквивалентом восстановителя называют такое массо-
вое количество восстановителя, которое соответствует одному
отданному электрону в данной окислительно-восстановительной реакции. Для определения эквивалента восстановителя
надо его молярную массу разделить на число электронов, отданных одной молекулой восстановителя. В общем виде эквивалент определяется по формуле:
Э = М / n,
где Э – эквивалент окислителя или восстановителя, М –
молярная масса окислителя или восстановителя, n – число
электронов, полученных или отданных атомами или ионами
каждой молекулы окислителя или восстановителя.
Эквивалент окислителя (восстановителя) не является по-
стоянной величиной (как, например, молярная масса), а может
127
принимать различные значения в зависимости от реакции.
Например, перманганат калия KMnO4. В зависимости от условий проведения реакции марганец восстанавливается в различной мере.
В кислой среде реакция протекает по уравнению:
2KMn+7O4 + 8H2SO4 + 5Na2S+4O3 = 2Mn+2SO4 + 5Na2S+6O4 +
K2SO4 + 8H2O
Процесс восстановления характеризуется следующим
электронным уравнением: Mn+7 + 5ē = Mn+2.
Эквивалент окислителя для этой реакции определяется:
Э = М/5. Влияние кислоты на характер процесса можно объяснить тем, что ионы Н+ связывают кислород иона MnO
−
в ма-
4
лодиссоциированные молекулы воды и смещают равновесие
вправо.
В нейтральной и слабощелочной средах реакция проте-
кает по уравнению
2KMn+7O4 + H2O + 3Na2S+4O3 = 2Mn+4O2 + 3Na2S+6O4 + 2KOH.
Процесс восстановления характеризуется следующим
электронным уравнением: Mn+7 + 3ē = Mn+4.
Эквивалент KMnO4 в этой окислительно-восстановитель-
ной реакции определяется: Э = М/3.
В сильнощелочной среде реакция протекает по уравне-
нию:
2KMn+7O4 + 2KOH + Na2S+4О3 = 2K2Mn+6O4 + Na2S+6O4 + H2O
Cтепень окисления марганца изменяется в соответствии
с уравнением:
Mn+7 + 1ē = Mn+6;
эквивалент KMnO4 определяется Э = M/1.
Контрольные задания
161. Какие соединения и простые вещества могут прояв-
лять только окислительные свойства? Выберите такие вещества из предложенного перечня: NH3, CO2, SO2, KMnO4, F2,
128
HNO3. Составьте уравнение электронного баланса, расставьте
коэффициенты в уравнении реакции:
HNO3 + H2SH2SO4 + NO + H2O.
162. Укажите реакции, в которых азот окисляется, восстанавливается, не изменяет степени окисления.
а) HNO2 + Cl2 + H2O HNO3+ HCl;
б) С + HNO3 CO2 + NO + H2O;
в) NH4NO3 + KOH NH4OH + KNO3.
Составьте уравнения электронного баланса, расставьте
коэффициенты.
163. Какие ОВР относятся к реакциям диспропорционирования? Расставьте коэффициенты в реакциях:
а) KMnO4K2MnO4 + MnO2 + O2;
б) KClO3
kat
KCl + KClO4.
164. Составьте электронные уравнения, укажите, какой
процесс – окисление или восстановление – происходит при
следующих превращениях:
a) S
-2
S+4; б) Zn0 Zn+2; в) N
-3
N+5.
Используя метод электронно-ионного баланса, рас-
ставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме:
NaCrO2 + Br2 +NaOHNa2CrO4 + NaBr + H2O.
Укажите окислитель, восстановитель.
165. Составьте электронные уравнения и расставьте ко-
эффициенты в уравнениях реакций. Укажите, какое вещество
является окислителем, какое – восстановителем.
а) P + HNO3 + H2OH3PO4 + NO;
б) H2S + SO2 S + H2O;
в) Zn + H2SO4 (конц.) ZnSO4 + SO2 + H2O.
166. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций.
Укажите окислитель, восстановитель.
а) HClO3+ H2SO3 HCl + H2SO4;
б) H2S + H2SO3S + H2O.
167. Определите степени окисления всех компонентов,
входящих в состав следующих соединений: H2S, S, SO2,SO3 ,
129
H2SO4 . Какие из веществ являются только окислителями,
только восстановителями, и окислителями и восстановителями? Расставьте коэффициенты в уравнении реакции:
H2S + Br2 + H2OH2SO4 + HBr
Укажите окислитель и восстановитель.
168. Определите, к какому виду окислительно-восстано-
вительных процессов относятся следующие реакции:
а) HCl + KMnO4 KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O;
б) S + HNO3 H2SO4 + NO;
в) Cu + HNO3 (разб.) Cu(NO3)2 + NO + H2O.
С помощью метода электронного баланса расставьте ко-
эффициенты в этих уравнениях.
169. Какие из приведенных реакций являются внутримо-
лекулярными? Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Укажите восстановитель, окислитель.
а) KNO3KNO2 + O2;
б) Pb(NO3)2PbO2 + NO + O2;
в) KClO
KCl + O2.
3
170. Определите, к какому виду ОВР относятся следую-
щие реакции:
а) НJ + H2 SO4 J2 + H2S + H2O;
б) KMnO4 + H2O + Na2S S + MnO2 + KOH +NaOH;
в) HNO3NO2 + H2O +O
2
С помощью метода электронного баланса подберите
коэффициенты в этих уравнениях.
171. Реакции выражаются схемами:
а) P + KClO3P2O5 + KCl;
б) MnO2 + HCl Cl2 + MnCl2 + H2O;
в) H2S + O2SO2 + H2O.
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэф-
фициенты. Укажите окислитель, восстановитель.
172. Используя метод электронного баланса, подберите
коэффициенты в уравнениях реакций:
130
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]