К комплексным солям относятся также кристаллогидраты. Например, NiCl2·6H2O следует рассматривать как комплексную соль [Ni(Н2O)6]С12.

ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

I. Получение двойной соли

Двойную соль Сu(NH4)2(S04)2 получают нагреванием сухой смеси сульфатов меди и аммония с небольшим количеством воды. При охлаждении двойная соль выпадает в виде голубых кpисталлов.

Растворяясь в воде, двойная соль диссоциирует на ионы

Cu(NH4)2(SO4)2 → Cu2+ + 2NH4+ + 2SO42-.

Вдве пробирки помещают сухую двойную соль, добавляют 1 мл воды и перемешивают до растворения. В одной определяют ионы Cu2+ и NH4+, добавляя раствор гидроксида натрия. Запах аммиака указывает на присутствие иона NH4+. Ион Сu2+ с гидроксидом натрия образует голубой осадок.

Вдругой пробирке определяют ион S042- раствором соли бария.

Записывают соответствующие уравнения реакций.

2. Получение комплексных солей

2.1. К раствору сульфата меди прибавляют немного раствора аммиака. К образовавшемуся осадку приливают избыток раствора аммиака (до полного растворения осадка). При этом образуется темно-синий раствор комплексной соли [Сu(NН3)4]S04. К полученному раствору прибавляют раствор NaOH. Так как ионов меди Сu2+ в полученном растворе комплексной соли очень мало, то прибавление раствора щелочи не вызывает образование осадка Cu(OH)2.

Записывают уравнения реакций образования комплексной соли и ее диссоциации.

2.2. К раствору Pb(N03)2 приливают по каплям раствор KI до образования желтого осадка иодида свинца. Записывают уравнение реакции.

К полученному осадку прибавляют иодид калия (до полного растворения осадка). Образуется раствор комплексной соли К2[РbI4]. Записывают уравнения образования комплексной соли и ее диссоциации. Образуется ли

осадок сульфата свинца, если к раствору комплексной соли прибавить раствор K2S04 - реактив на катион РЬ2+?

3. Влияние природы лиганда на окраску комплекса

Растворяют в воде безводный сульфат меди. Отмечают окраску образовавшегося раствора. Прибавляют к полученному раствору раствор аммиака. Как изменилась окраска раствора?

49

Объясняют наблюдаемое, составив соответствующее уравнение реакции.

4. Получение хелата

К раствору сульфата меди добавляют 1 - 2 капли раствора гидроксида натрия, а затем аминоуксусную кислоту. Образуется растворимое внутрикомплексное соединение [Сu(СН2NН2СОО)2]—хелат, окрашенное в синий цвет.

Записывают уравнение реакции получения хелата из Сu(ОН)2 и аминоуксусной кислоты, структурную формулу этого комплекса, указывая количество и тип химических связей между комплексообразователем Сu2+ и лигандами.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

1.Определите строение комплексных соединений [Zn(NH3)4]Cl2, K4[Fe(CN)6], [FeCl4]2-, [Ni(CO)4], используя основные положения метода ВС.

2.Как с помощью теории кристаллического поля объяснить разные

устойчивость и магнитные свойства комплексных ионов [CoF6]3- и

[Co(CN)6]3-?

3. Как объяснить образование «сэндвичева» соединения − дибензол-

хрома [Cr(C6H6)]0?

БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК

1.Методические указания к лабораторным работам по дисциплине «ХИМИЯ» под ред. А.Е.Федорова, М., МИИТ, 1996, с.11-15.

2.Коровин Н.В. Курс общей химии. - М.: Высшая школа, 2001. – С. 71-

76.

50

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 7

СВОЙСТВА СОЕДИНЕНИЙ ХРОМА

СВЕДЕНИЯ ИЗ ТЕОРИИ

Хром – d-элемент побочной подгруппы VI группы периодической системы. На внешнем энергетическом уровне атома хрома содержится один электрон, что обусловливает металлический характер этого элемента и отличает его от элементов главной подгруппы.

В соответствии с числом валентных электронов хром проявляет максимальную степень окисления +6 и образует оксид типа RO3, которому соответствует кислота общей формулы H2RO4.

Хром может проявлять в соединениях различные степени окисления. Из них наиболее устойчивы соединения хрома со степенями окисления +2, +3, +6. Таким образом, в образовании химических связей участвует не только электрон внешнего, но и пять электронов d- подуровня второго снаружи уровня.

Для элементов подгруппы хрома наиболее типичны соединения высшей степени окисления, которые во многом весьма похожи на соответствующие соединения серы. С водородом элементы подгруппы хрома соединений не образуют.

Если сопоставить гидроксиды хрома с разной степенью окисления Cr(OH)2, Cr(OH)3, H2CrO4, то легко сделать вывод, что с возрастанием степени окисления основные свойства гидроксидов ослабевают, а кислотные усиливаются. Cr(OH)2 проявляет основные свойства, Cr(OH)3 - амфотерные, а H2CrO4 – кислотные.

Хромовые кислоты существуют только в водном растворе. Однако их соли весьма устойчивы. Хромовые кислоты образуют два ряда солей: хроматы – так называются соли хромовой кислоты, и дихроматы – так называются соли дихромовой кислоты. Хроматы окрашены в желтый цвет (цвет хромат – иона CrO42-), дихроматы – в оранжевый (цвет дихромат – иона Cr2O72-). Соли хромовых кислот в кислой среде – сильные окислители. Соединения хрома (III) в щелочной среде играют роль восстановителей. Под действием различных окислителей они переходят в соединения хрома (VI) – хроматы. Сильные окислители в кислой среде переводят соединения хрома (III) в дихроматы.

Таким образом, окислительные свойства последовательно усиливаются с изменением степени окисления в ряду Cr+2 →Cr+3 →Cr+6.

Соединения хрома (II) – сильные восстановители, легко окисляются, превращаясь в соединения хрома (III). Соединения хрома (VI) – сильные окислители, легко восстанавливаются в соединения хрома (III), могут при взаимодействии с сильными восстановителями проявлять окислительные свойства, переходя в соединения хрома (II), а при взаимодействии с

51

сильными окислителями могут проявлять восстановительные свойства, превращаясь в соединения хрома (VI).

Соли хрома (III) весьма разнообразны по окраске: фиолетовые, синие, зеленые, коричневые, оранжевые, красные и черные. Все хромовые кислоты и их соли, а также оксид хрома (VI) ядовиты: поражают кожу, дыхательные пути, вызывают воспаление глаз, поэтому, работая с ними, необходимо соблюдать все меры предосторожности.

ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

1. Получение гидроксида хрома (III) и изучение его амфотерных свойств.

Поместите в пробирку 4 капли раствора хлорида хрома (III) CrCl3 и добавьте 4 капли раствора щелочи до образования зеленого осадка. Полученный осадок вместе с раствором разделите на две пробирки. В одну из них прилейте несколько капель раствора серной кислоты, в другую - гидроксида натрия до растворения осадка.

Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения реакций.

2. Получение оксида хрома (III) и его свойства

Насыпьте в фарфоровую чашку немного измельченных кристаллов (NH4)2Cr2O7. Верхний слой вещества нагрейте (горящей спичкой) до начала реакции, а затем нагревание прекратите. Наблюдайте самораскаливание массы, выделение газов и изменение окраски. Исследуйте полученный Сr2O3 по отношению к кислотам и щелочи.

3. Получение хромитов и превращение их в хроматы

К2 – 3 каплям раствора хлорида хрома (III) прибавьте 4-5 капель раствора щелочи до растворения образовавшегося осадка и 3-4 капли бромной воды. Раствор нагрейте до кипения.

Краствору СrCl3 добавьте разбавленной серной кислоты, и прибавьте 3-4 капли КМnО4.

Запишите наблюдения и напишите в молекулярной и ионной формах уравнения реакций.

4. Окислительные свойства дихроматов

К 3-4 каплям раствора дихромата калия К2Cr2O7 прилейте столько же раствора серной кислоты и несколько капель раствора сульфита натрия (может быть нитрита натрия) до достижения устойчивой окраски раствора. Запишите наблюдения

52

Напишите уравнения окислительно-восстановительной реакции между дихроматом калия и сульфитом натрия в кислой среде.

5. Превращение хроматов в дихроматы и наоборот

К3-4 каплям желтого раствора хромата калия K2CrO4 добавьте 2 капли раствора серной кислоты. Наблюдайте переход желтой окраски раствора в оранжевую.

Кполученному раствору прибавьте 5 – 6 капель раствора NaOH.

Отметьте переход оранжевой окраски раствора в желтую. Запишите наблюдения и соответствующие уравнения реакций.

6. Получение надхромовой кислоты Н2СrO6

К 3-4 каплям подкисленного азотной кислотой раствора K2Cr2O7 прибавьте 2-3 капли раствора Н2О2 и перемешайте. Обратите внимание на быстрое разложение надхромовой кислоты. Эта реакция очень чувствительна. Она позволяет обнаруживать ионы хрома (VI) в присутствии любых ионов.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

1.Какие степени окисления проявляет Cr?

2.Каким образом меняются окислительно-восстановительные свойства Cr с изменением степени окисления?

3.В какой форме ионы Cr+3 существуют в кислом и щелочном растворах? Приведите примеры уравнения реакций, иллюстрирующих кислотно-основные свойства гидроксида хрома (III).

БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК

1.Глинка Н.Л. Общая химия. - Л.: Химия, 1985. С.653-652.

2.Хомченко Г.П. Пособие по химии – М.: Оникс, 2000, С. 312-318.

3.Коровин Н.В. Курс общей химии. - М.: Высшая школа, 2001. – С. 371-377.

53