16. Комплексные соединения Примеры решений типовых задач

Пример 1. Вычислите заряды комплексных ионов , образованных платиной (IV): 1) []; 2) []; 3) []. Назовите эти соединения.

Решение. Степень окисления атома платины (комплексообразователя) равна +4, заряд молекулы аммиака (лиганда) равен нулю, а заряд хлорид-аниона (другого лиганда) равен -1; в итоге в соединении 1) - пентахлорамминплатине (IV) ([]) - суммарный заряд составляет +4 + (-5) = -1.

Аналогичным образом находим заряды других комплексов:

2) в тетрахлордиамминплатине (IV) ([]) +4 + (-4) = 0,

3) в дихлортетраамминплатине (IV) ([]) +4 + (-2) = +2.

В первом случае внешняя сфера содержит катионы, во втором – соединение является неэлектролитом, а в третьем – внешнюю сферу содержит анионы.

Пример 2. В результате приливания раствора к раствору тиосульфата калияобразуется комплексная соль. Составьте уравнение реакции и укажите причину её протекания.

Решение: Учтём, что прочность аммиачных комплексов значительно ниже, чем тиосульфатных: это видно из сравнения соответствующих констант нестойкости (см. табл. 3 Приложения). Реакция всегда протекает в направлении образования более прочного комплексного иона. В рассматриваемом случае уравнение реакции в молекулярной форме имеет следующий вид:

,

В полной ионно-молекулярной форме это уравнение записывается так:

.

Принимая во внимание, что ионы ипрактически не изменяют своей концентрации в растворе, окончательно имеем:

.

Пример 3. Константа нестойкости иона составляет. Вычислить концентрацию ионов серебра в 0,05M растворе , содержащем, кроме того, 0,01 моль/л.

Решение. Вторичная диссоциация комплексного иона протекает по уравнению:

.

В присутствии избытка ионов , создаваемого в результате диссоциации(которую можно считать полной), это равновесие смещено влево настолько, что количеством ионов, образующихся при вторичной диссоциации, можно пренебречь. Тогдамоль/л. По той же причине равновесная концентрация ионовможет быть приравнена общей концентрации комплексной соли (0,05 моль/л).

По условию задачи:

В итоге определим концентрацию ионов :

Пример 4. Растворы простых солей кадмия образуют с щелочами осадок гидроксида кадмия , а с сероводородом – осадок сульфида кадмияCdS. Чем объяснить, что при добавлении щёлочи к 0,05 M раствору , содержащему 0,1 моль/лKCN, осадок не образуется, тогда как при пропускании через этот раствор сероводорода выпадает осадок CdS ? Константу нестойкости иона принять равной

Решение. Из условий образования осадков иCdS следует:

,

.

Учтём, что в растворе комплексной соли концентрацию ионов можно аппроксимировать уравнением (см. пример 3):

Концентрация ионов , достаточная для осаждения гидроксида кадмия, может быть определена из неравенства:

.

Следовательно, в рассматриваемой системе при концентрациях ионов меньших, чем 1, равновесиесмещено в сторону образования комплексного иона.

Условие образования осадка сульфида кадмия из заданного раствора тетрацианокадмата калия отражает неравенство:

Таким образом, даже при малых концентрациях сульфид-иона равновесие практически полностью смещено в сторону образования сульфида кадмия.

17. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ

Физические свойства металлов. В обычных условиях все металлы, кроме ртути, - твердые вещества, резко отличающиеся по степени твердости. Металлы, являясь проводниками первого рода, обладают высокой электропроводностью и теплопроводностью. Эти свойства связаны со строением кристаллической решетки, в узлах которой находятся ионы металлов, между которыми перемещаются свободные электроны. Перенос электричества и тепла происходит за счет движения этих электронов.

Химические свойства металлов. Все металлы являются восстановителями, т.е. при химических реакциях они теряют электроны и превращаются в положительно заряженные ионы.

Взаимодействие металлов с кислородом. Большинство металлов, реагируя с кислородом, образуют оксиды, которые в большинстве случаев покрывают плотным слоем поверхность металлов.

Mg^o + O₂⁰ = 2Mg⁺²O^-2

Mg - 2ē = Mg²⁺ 2

O₂ + 4ē = 2O^2-

Оксиды металлов

Различают 4 типа оксидов:

1. Основные оксиды (способны образовывать соли при взаимодействии с кислотами).

2. Амфотерные оксиды (образуют соли при взаимодействии с кислотами и щелочами).

3. Кислотные оксиды (образуют соли при взаимодействии с основаниями).

4. Несолеобразующие оксиды.

Гидроксиды металлов

Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов образуются при взаимодействии соответствующих металлов с водой, они хорошо растворимы в воде и называются щелочами:

2K⁰+2H₂O = 2KOH+H₂0

K⁰ - ē = K⁺ 2

2H⁺ + 2ē =H₂⁰ 1

Гидроксиды остальных металлов не растворимы в воде и образуются при взаимодействии соли металла со щелочью:

MnSO₄ + 2NaOH = Mn(OH)₂ + Na₂SO₄

Гидроксиды металлов бывают:

Основные (Fe(OH)₂,Mg(OH)₂,Cu(OH)₂и др.)

Амфотерные (Zn(OH)₂,Al(OH)₃,Cr(OH)₃и др.)

Основные гидроксиды взаимодействуют только с кислотами с образованием соли и воды:

Mn(OH)₂ + H₂SO₄ = MnSO₄ + 2H₂O

Mn(OH)₂ + 2H⁺ = Mn²⁺ + 2H₂O

Амфотерные гидроксиды взаимодействуют как с кислотами, так и со щелочами:

Cr(OH)₃ + 3HCl = CrCl₃ + 3H₂O

Cr(OH)₃ + 3H⁺ = Cr³⁺ + 3H₂O

Cr(OH)₃ + KOH = K[Cr(OH)₄]

Cr(OH)₃ + OH^- = [Cr(OH)₄]^-