1.1.5.Соли

Соли - это продукты полного или неполного замещения атомов водорода кислоты на атомы металла или гидроксильных групп основания на кислоты остаток.

Основная реакция препаротивного получения солей - взаимодействие кислоты и основания. По полноте этой реакции соли делятся на нормальные (или средние), кислые и основные.

К нормальным, или средним, солям относятся продукты полного замещения атомов водорода кислоты на атомы металла или гидроксильных групп основания на кислотный остаток. Например:

Ca (OH)₂+2HNO₃=Ca (NO₃)₂+H₂O

Ca (OH)₂+2H⁺+2NO₃^- +2H₂O

Здесь все (две, а не одна)гидроксильные группы основания Ca (OH)₂ замещены на кислотный остаток NO₃^-.

2NaOH + H₂CO₃ = Na₂CO₃ + H₂O

2Na⁺ +2OH^- +H₂CO₃ =2Na⁺ +CO^2-₃ + H₂O

Здесь все (два, а не один ) атомы водорода кислоты H₂CO₃ замещены на атомы металла Na.

Изображение графических формул нормальных солей (как и вообще солей) удобнее начинать с построения кислотного остатка. Например, для силиката бария BaSiO₃ кислотный остаток имеет вид:

-- O --

O = Si

-- O --

В отличие от электронейтральной молекулы кислоты он потерял два атома водорода. Этот кислотный остаток обеими своими свободными связями в молекуле BaSiO₃ связан с атомом бария, который имеет степень окисления 2+:

-- O --

O = Si Ва

-- O --

Кислотные соли являются продуктом не полного замещения атомов водорода кислоты на металл. Их могут образовывать лишь многоосновные кислоты. В состав кислой соли будет входить кислотный остаток, содержащий хотя бы один атом водорода. Например: H₂SO₄ -серная кислота, Na₂SO₄- нормальная соль, NaHSO₄ – кислая соль. Кислотный остаток HSO₄ - образовался при отщеплении от кислоты одного атома водорода. Если кислота трехосновная, она может образовывать два ряда кислых солей , соответствующих замене на атомы металла одного или двух атомов водорода. Например, фосфорная кислота Н₃РО₄ может образовывать кислые соли с различными кислотными остатками:

NaH₂SO₄ и NaHSO₄ , Са (Н2РО4)₂,Са НРО₄,

При графическом изображении кислых солей удобно сначало представить кислотный остаток, учитывая что в него входит незамещенный атом водорода, а затем к свободной валентности присоединить атом металла.

H – O -

C = O

Na – O -

Основные соли занимают промежуточное положение между основаниями и солями, а значит содержат, кроме атомов металла и кислотных остатков, гидроксильные группы, «вязанные с металлом. Они являются продуктом неполного замещения гидроксильных групп гидроксида (двух- и более) кислотным остатком. Например: СаОНСl, СuОНNО и т. д. В этих солях количество кислотных остатков равно количеству замещенных ОН¯ — групп, так как это соли одноосновных кислот.

Если гидроксид трехкислый, то он может образовывать два основных остатка . Например, Al (OH)₃ образует Al (OH)1+2 и Al OH₂⁺. Заряды этих ионов равны количеству гидроксильных групп, недостающих до электронейтральной молекулы гидроксида. С любой кислотой в этом случаи может образовываться два ряда солей, формулы которых будут зависеть от заряда кислотного остатка HNO3 и H2CO3 получим: Al (OH)₂ NO₃ и [Al (OH)₂ ]2CO₃, Al OH (NO₃)₂, и Al OH CO₃

При изображении графических формул основных солей надо четко представить, из каких и скольких основных и кислотных остатков состоит данная соль. Например, гидроксо-карбонат кальция имеет формулу (СаОН)₂СО₃ и состоит из двух основных остатков —Са—О—Н и одного кислотного.

- О -

О = С

- О -

Сочетая их вместе ,получаем правильную графическую формулу:

- О - Са -О - Н

О = С

- О -Са – О – Н

Мы выяснили особенности строения молекул трех основных типов солей. Однокислотное основание может с одноосновной кислотой образовывать лишь одну среднюю (нормальную) соль, с двухосновной кислотой – одну среднюю и одну кислую соль, с трехосновной – одну среднюю и две кислых и. т. д. Например, в зависимости от взятых соотношений Na OH и H₃PO₄, можно получить:

3 Na OH + H₃PO ₄ = Na₃PO₄ + 3H₂O

2 Na OH + H₃ PO₄ = Na 2HppPO₄+2H₂O

Na OH + H₃PO₄ = NaH₂PO₄ + H₂O

Аналогично, одноосновная кислота может образовать с двухкислотным основанием одну среднюю и одну основную соль, с трехкислотным – одну среднюю и две основные соли и.т.д. Пример:

Al ( OH)₃ +3HCl = AlCl₃ + 3 H₂O

Al (OH)₃ + 2HCl + AlHCl₂ + 2H₂O

Al(OH)₃ + HCl = Al(OH)₂Cl + H₂O

МНОГООСНОВНЫЕ КИСЛОТА ИОСНОВАНИЕ МОГУТ ДАТЬ, КРОМЕ СРЕДНЕЙ СОЛИ, И КИСЛЫЕ, И ОСНОВНЫЕ. Так при взаимодействии Са (ОН)₂ и Р₃Ро₄ могут быть получены : одна нормальная соль Са₃ ,(РО₄)₂,две кислые соли Са(Н₂РО₄)₂ и СаНро₄,одна основная соль (СаОн)₃РО₄.

Схема образованиявания кислых и основных солей дана приложении.

Пример: 3. Составить формулы всех возможных солей, образуемых Fe(OH)₃ и H₃PO₄. Привести их названия.

Поскольку соль образуется соединением двух остатков (кислоты и основания), то целесообразно использовать заряды этих остатков целиком, а не рассматривать отдельные элементы. Тогда задача сводится просто к подбору в молекулах индексов, обеспечивающих электронейтральность.

Фосфорная кислота способна дать при остатке H₂PO₄ -HPO_2-4, и PO_3-4 (их отрицательные заряды удобно подсчитать по числу положительных ионов водорода, отщепившихся от нейтральной молекулы H₃PO₄). Электронейтральнось молекул, образованных этими остатками с Fe₃⁺,обеспечивается соответствующими индексами в формулах.

Fe₃= (H₂PO₄)₃-Fe₃+2 (HPO₄)_2-3 и Fe₃+PO_3-4

Гироксид железа (111) способен дать при остатке Fe (OH)₂FeOH₂+ и Fe₃+(их положительные заряды удобно подсчитать по числу отрицательных ионов гидроксила (OH),отщепившихся от нейтральной молекулы Fe(OH)₃. Электронейтральность молекул, образованных этими остатками с РО_3-4,обеспечивается соответствующими индексами в формулах:

[Fe (OH)₂]₃+ PO_3-4,(Fe OH)₂+3 (PO)_3-2,Fe₃+PO_3-4

Последняя формула совпадает с раннее полученной в предыдущем ряду.

В соответствии с приложением 1,составляем название полученных солей:

Fe PO₄ фосфат железа

Fe₂ (HPO₄)₃ гадрофосфатжелеза

Fe₂(H₂PO₄)₃ дигидрофосфат железа

(FeOH)₃ (PO₄)₂ гидроксофосфат железа

[Fe (OH)₂]3PO₄ дигидроксофосфат железа

Контрольные задания:

10. Составьте формулы высших оксидов элементов, являющихся макроэлементами в питании растений, и формулы высших оксидов для микроэлементов. Изобразите их графически. Укажите характер этих оксидов (кислотный, основной, амфотерный). Напишите возможные реакции их взаимодействия с водой.

11-20. Составьте формулы всех солей, соответствующих кислотам и основаниям, приведенным для вашего задания в таблице 2. Написать уравнения реакций их получения из кислоты и основания в молекулярной и ионной форме. Для амфотерных гидроксидов необходимо составлять формулы их солей, образованных как при реакциях с кислотами, так и с основаниями.

При написании уравнений руководствоваться таблицей растворимости и таблицей степеней диссоциации.

Таблица 2

№ задания	Исходные вещества
11 12 13 14 15 16 17 18 19 20	NaOH Zn(OH)2 HclO4 H3BO3 CsOH Fe(OH)3 HclO3 HCN LiOH Mg(OH02 H2SO3 H3AsO4 NH4OH Cu(OH)2 H2CO3 H2SeO4 KOH Al(OH)3 HBr H2SeO4 Sr (OH)2 Fe(OH)3 HY H2SiO3 Ba(OH)2 Ni (OH)3 HClO H2CO4 Ca(OH)2 Co(OH)3 HNO2 H2S2O3 Fe(OH)2 Ca(OH)2 HNO3 H3PO4 Ca(OH)2 NaOH HclO3 H2SO4

Смотрите свой вариант в таблице на с. 8.

1.2. Строение атома и периодический закон Д. И. Менделеева

ЛИТЕРАТУРА: 1, гл. II, $ 1—12, с. 26—73.

Методические советы

При изучении этого материала следует усвоить современные взгляды на «корпускулярно-волновое состояние» электрона в атоме, вероятностный характер распределения плотности электронного облака и квантование поведения электрона по энергии, формам орбиталей и их положению в пространстве. Поскольку каждый электрон в атоме характеризуется собственным набором квантовых чисел, то они помогают показать распределение электронов в атоме.

Конечным результатом изучения этой темы является умение составить электронную формулу любого атома, выявить его валентность и возможные степени окисления.

Вопросы для самопроверки:

1. Какие вы знаете элементарные частицы? Укажите их основные характеристики.

2. Что такое радиоактивность? Какие виды радиоактивных излучений

3. Укажите средние размеры атома. Во сколько раз отличаются размеры ядер от размеров атомов?

4. Какие квантовые числа характеризуют энергию электрона в атоме в отсутствие внешних электрических и магнитных полей?

5. Каков порядок заполнения орбиталей? Сформулируйте правило Тунда. Какова форма з- и р-электронных облаков?

6. Какое максимальное количество электронов может размещаться на 1з, 2з, Зз -подуровнях? Чему равен угол между р - орбиталями в атоме?

7. Дайте современную формулировку периодического закона Д. И. Менделеева. Как его формулировал сам Д. И. Менделеев?

8. Что такое периодичность? В чем причина периодического изменения свойств элементов? Какие главнейшие свойства элементов меняются периодически?

9. Каков физический смысл номера периода, номера группы? Дайте определение понятиям группа, период, семейство.

10. Что такое потенциал ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность?

Контрольные задания:

21-30. Составте электронные формулы и представьте графически размещения электронов по квантовым ячейкам для указанных в таблице 3 элементов. Соответствующих вашему заданию. Воспользуйтесь схемами из учебника (1 гл.2 §8 с.49-53). Проанализируйте возможности разъединения спаренных электронов при возбуждении атомов с образованием валентных электрононов в соответствии с теорией спин-валентности.

Таблица3

№ задания	Элементы
21 22 23 24 25 26 27 28 29 30	Кремний,скандий азот,титан углерод,ванадий фтор,хром алюминий,мышьяк кремний,бром фосфор,калий сера,кальций хлор.бериллий аргон,железо

31-40. Проанализируйте изменения величины зарядов ядер, радиусов атомов, электроотрицательностей и степеней окисления элементов в соответствии с вашим вариантом (см. таблицу 4). Каковы закономерности этих изменений при движении по группе сверху вниз или по периоду слева на право. Как изменяется в этом направлении металличность элементов и характер их оксидов и гидроксидов.

Таблица

№ задания	задание
1	2
31 32 33 34 35 36 37 38 39 40	Элементы 2 периода элементы 3 периода элементы 4 периода элементы 5 периода элементы 4В группы элементы 2А группы элементы 2В группы элементы 5А группы элементы 6В группы элементы 7В группы

1.3. Химическая связь и строение молекул

ЛИТЕРАТУРА: 1, гл. III, § 1—12, с. 76—107.

Напоминаем, что вопросы для самопроверки являются планом изучения темы «Химическая связь и строение молекул».

Вопросы для самопроверки:

1. Ионная и ковалентная связь. Электронно-точечные представления. Примеры.

2. Металлическая связь. Обоснование общности физических и химических свойств металлов.

3. Донорно-акцепторная связь. Необходимые условия ее образования. Перспективы химии комплексных соединений.

4. Водородная связь, ее природа и особенности, ее роль в молекулярной биологии.

5. Влияние типа химической связи в молекуле на физические свойства веществ.

6. Способы перекрывания атомных орбиталей, отвечающие образованию а и л-связей. Их относительная прочность. Геометрия молекул.

7. Орбитальные модели молекул на примере Н23, РС1з.

8. Гибридизация атомных орбиталей и геометрия молекул ВеР2, ВН3, СН4.

9. Валентность и степень окисления. Всегда ли совпадают они по величине?

Примеры.

Контрольные задания:

41-50. Для предложенного в вашем задании (табл. 5) соединения постройте графическую формулу и укажите виды химической связи в этой молекуле: ионная, ковалентная полярная, ковалентная неполярная, координативная, металлическая, водородная.

ПРИМЕР: Графическая формула сульфата натрия.

Na—O-- =O

S

Na—O-- =O

Связь Na- O ионная; связь O-S ковалентная полярная

Номенклатуру солей см. приложение 1.

Таблица 5

№ задания	Соединения
41	Гидросульфат калия
42	Карбонат кальция
43	Тиосульфат натрия
44	Гидрокарбонат кальция
45	Гидросульфат натрия
46	Дигидрофосфат бария
47	Гидрофосфат кальция
48	Нитрат аммония
49	Гидроксонитрат магния
50	Фосфат алюминия

1.4. Основные законы химических превращений

ЛИТЕРАТУРА: 1, гл. IV, § 1—10, с. 111—127

Методические советы

Химические реакции осуществляют для получения необходимых веществ или энергии за счет их протекания. Рассмотрение реальности протекания химического процесса следует проводить с двух позиций — энергетической и кинетической. Сначала необходимо оценить, возможна ли вообще данная реакция в заданных условиях. Анализ энергетических соотношений показывает, что самопроизвольно протекают процессы в сторону наиболее вероятного состояния систем. В частности, в результате таких процессов энергия выделяется и система переходит в состояние с меньшей энергией. В практике, однако, обнаруживается, что некоторые из таких процессов протекают настолько медленно, что их невозможно использовать. Поэтому рассмотрение способов и путей влияния на скорость процесса существенно для его практической реализации.

Предлагаемые ниже вопросы для самопроверки могут служить одновременно и планом изучения данной темы.

Вопросы для самопроверки:

1. Дайте определение понятию «скорость химической реакции». В каких единицах она измеряется? Какие факторы влияют на скорость химической реакции?

2. Сформулируйте закон действия масс. Приведите примеры того, как аналитически (уравнением) можно записать закон действия масс для реакций, протекающих в гомогенной и гетерогенной системах.

3. Что такое константа скорости химической реакции, от каких факторов она зависит?

4. Сформулируйте правило Вант-Гоффа. Дайте пример расчета изменений скорости реакции при повышении или понижении температуры с использованием этого правила.

5. Почему часть столкновений между молекулами не приводит к протеканию реакции? Что такое энергия активации?

6. Как можно объяснить механизм действия катализаторов при гомогенном катализе, гетерогенном катализе?

7. Чем характеризуется состояние химического равновесия? Какие, величины, характеризующие прямую и обратную реакции при химическом равновесии, равны друг другу?

8. Приведите примеры обратимых и необратимых процессов. Как связана константа равновесия с константами скоростей прямого и обратного процесса?

9. Какие факторы влияют на положение равновесия в гомогенных жидких и газообразных системах? Как они влияют?

10. Сформулируйте принцип Ле-Шателье. Как влияет изменение давления, температуры и концентрации реагирующих веществ на положение равновесия в системе 25О₂ + О₂ = 25Оз?

Контрольные задания:

51-55. Дайте определение понятию скорость химической реакции. Опишите количественно (где это можно), как влияют на скорость реакции внешние условия (концентрация, температура, давление). Рассчитайте, во сколько раз изменится скорость реакции при изменении указанных в таблице (табл. 6) условий.

Таблица 6

№ задания	Реакция	Наименование температуры	Температурный коэфициент	Изменение давления
51 52 53 54 55	- - H2+Cl2=2HCl 2Fe+O2=2FeO CaO+CO2=CaCO3	Уменьшение на 40С* Увеличение на 30С* - - -	2 3 - - -	- - Увеличение в 3 раза Уменьшение в 2 раза Увеличение в 3 раза

56-60. Чем характеризуется состояние химического равновесия? От каких факторов зависит константа равновесия, положение равновесия? Предскажите в соответствии с принципом Ле-Шателье смещение равновесия в соответствии с изменением внешних условий (отдельно для разных факторов) по данным таблицы 7

Таблица 7

№ задания	Реакция	Изменение температуры	Изменение давления	Изменение концентрации
56	CO2+CaCO3+H2O (пар)=Ca(HCO3)2-Q	Понижение	Понижение	Увеличение С СО2
57	NH3+H2O=NH4OH+Q	Повышение	Понижение	Уменьшение С СО2
58	N2O4=2NO2-Q	Повышение	Понижение	Увеличение С СО2
59	4NH3+5NO2=4NO+6H2O(пар)+Q	Повышение	Понижение	Уменьшение С СО2
60	2CO+O2=2CO2+Q	повышение	повышение	Увеличение С СО2

1.5. Растворы

Литература: 1, гл. V & 1-11, с.138-189.

Методические советы

Изучение этой темы целесообразно разбить на три этапа. Сначала изучите материал по учебнику и попробуйте ответить на контрольные вопросы 61-70, являющиеся одновременно вопросами для самопроверки. Затем следует выполнить задачи - упражнения на нахождение концентраций растворов (№ 71-80) и после этого разобраться с гидролизом солей в соответствии с настоящими методическими указаниями.

Контрольные вопросы

61. Какие системы называются растворами? Что у них общего со смесями?

62. Водные растворы и их значение в жизни растений и животных.

63. Каковы причины образования растворов? Какова природа взаимодействия веществ в растворах?

64. Что такое электрическая диссоциация? Какова роль растворителя в процессе электрической диссоциации? Какие вещества называются электролитами, неэлектролитами?

65. Что называется степенью электролитической диссоциации от концентрации и температуры раствора?

66. Что такое константа диссоциации? От каких факторов она зависит? Какова взаимосвязь между степенью диссоциации и константой диссоциации? Активность и коэффициент активности иона.

67. Какие соединения называются кислотами и основаниями с точки зрения электрической диссоциации? Чем обуславливается сравнительная сила кислот и оснований?

68. Какие гидроксиды называются амфотерными? Напишите примеры уравнений их диссоциации в кислой и щелочной средах.

69. Что называется ионным произведением воды? Чему оно равно? Дайте вывод выражения ионного произведения воды (Кв). Как влияет температура на ионное произведение воды?

70. Что такое рН, рОН? Какими величинами рН характеризуется нейтральная, кислая и щелочная среда? Как рассчитывать рН растворов сильных и слабых кислот и оснований?

1.5.1. Концентрация растворов

Методические советы

В химических расчетах используется в основном три вида концентрации:

• процентная концентрация показывает, сколько граммов растворенного вещества находится в 100 г раствора,

• молярная концентрация показывает, сколько молей растворенного вещества находится в 1 л (1000 мл) раствора,

• нормальная концентрация показывает, сколько молей эквивалентов растворенного вещества находится в 1 л (1000 мл) раствора.

При решении задач по переходу от одного вида концентрации к другому важно четко разграничить количество растворенного вещества и растворителя, массу и объем и т. д. Контролируется это согласованием единиц измерения в «столбиках» составляемых пропорций.

Количество растворенного вещества выражают в граммах гпг, в молях пм, в молях эквивалентов пэ.

Количество раствора выражают в граммах G, в миллилитрах V,

Связь между этими величинами:

m m G

Пм=----- Пэ=------- p=--------

М (1) Э (2) V (3)

Где М и Э – молекулярная и эквивалентная масса соответственно.

р – плотность раствора.

Задачи на пересчет из одной концентрации в другую являются составным этапом большинства задач, включающих свойства растворов.

ПРИМЕР 4. Найти молярную концентрацию 10% раствора сахарозы. Плотность раствора 1,08 г/мл. Формула сахарозы –C1₂H22O11

Запишем условия задачи так, чтобы было ясно, какие количества вещества нам даны.

Количество растворенного вещества Количество раствора

Хм -------------------1000мл

10г ------------------- 100г

«Столбики» этой записи сознательно отклонены от «вертикалей» вследствие различия единиц измерения. Это сразу определяет необходимость дополнительных предварительных действий:

а) выясним, каково количество молей в 10 г сахарозы (можно использовать формулу 1)

m 10

nm = ----=----- моль

M 342

б) вычислим массу 1000 мл раствора (можно использовать формулу

3): G=1.08*1000 г

Пропорция для решения задачи будет иметь вид:

Хм ------------------1000мл=1,08*1000г

10

----- моль=10г ------------------ 100г

342

Решаем ее, используя строгие «вертикали» с совпадающими единицами измерения:

H2SO4 (p=1.03).

Исходная пропорция:

Хг -----------------------100г

0,1 моль экв. ----------------------- 1000мл

С учетом эквивалента H2SO4 (49) и плотности:

Хг ---------------------- 100г

49*0,1 г = 0,1 моль экв. ------------------ 1,03*1000 г = 1000мл

Получаем: 49*0,1*100

Х= --------------------=0,475 г

1,03*1000

Контрольные задания

71-80. В соответствии с номером вашего задания заполните пропуски в таблице 8. Например, в задаче 76 надо найти молярную и нормальную концентрацию 10%-ного раствора Си_ЗО₄ (плотность раствора 1,1 г/мл).

Таблица 8

№ задания	Растворенное вещество	Концентрация раствора			Плотность раствора
		Процент.	молярная	нормальная
71		12			1,05
72			1,3		1,02
73		7			1,05
74				0,3	1,01
75			0,5		1,027
76		15			Принять 1,1
77				0,1	Принять 1,0
78		4			1,01
79			0,8		Принять 1,0
80				0,2	Принять 1,0

1.5.2. Гидролиз солей

Методические советь/

Ввиду особой важности гидролиза солей в регулировании биологических процессов следует четко отработать навыки написания уравнений гидролиза после проработки по учебнику (§ 9 с. 170—173).

Поставим себе задачу составления уравнений гидролиза только по первой ступени (наиболее реальной в обычных условиях). Рекомендуемая последовательность действий:

а) составить уравнения диссоциации соли;

б) выяснить, по какому иону идет гидролиз.

Это и есть сугубо химический аспект гидролиза. Здесь используются справочные данные для определения «слабости» электролита, таблица растворимости (приложение 2), таблица степеней диссоциации (приложение 3).

в) составить для этого иона уравнение реакции взаимодействия с водой (с одной молекулой, т. к. речь идет о первой ступени). Это уравнение и будет сокращенным ионным уравнением гидролиза, оно определяет наступающее в растворе равновесие и характеризуется собственной константой.

г) записать уравнение гидролиза в молекулярном виде. При этом в основу берется ионное уравнение (пункт в), а для составления нейтральных молекул используются противоионы из уравнения диссоциации соли (пункт а).

ПРИМЕР 6. Составить уравнение гидролиза сульфата меди.

а) CuSO₄ = Cu₂⁺+SO₄^2-

б) из приложений 3 выясняем, что иону Сu₂⁺ соответствует слабое основание, а иону SO42-— сильная кислота, значит, гидролиз идет по катиону:

в) Cu₂⁺ +H₂O = (CuHO)⁺+H⁺

Естественно, что положительный ион Сu₂⁺ «вырвет» из воды отрицательную часть OH- Заряд образовавшегося иона СuОН⁺ определяем суммированием зарядов Си₂+ и ОН~. Не забудьте, что связывание ионов ОН^- ведет к избытку в растворе ионов Н⁺, что определит кислую реакцию среды.

Выражение для константы гидролиза имеет вид:

(CuOH+)*(H+)

Kr= -----------------------

(Cu2+)

г) при составлении уравнения в молекулярной форме констатируем, что всем положительным ионам уравнения (2) соответствуют имеющиеся в свободном виде (уравнение 1) отрицательные ионы SO₄^2- С учетом зарядов ионов составляем электронейтральные молекулы:

CuSO₄+H₂O=(CuOH)₂SO₄+Н₂SО₄

а затем подбираем необходимые коэффициенты:

2CuSО₄+2H₂O= (CuOH)₂SO₄+H₂SO₄

Напоминаем, что в растворе реально существуют ионы НзО⁺ а не Н⁺.

Контрольные задания:

81-90. Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза приведенных в вашем задании солей. Укажите реакцию среды в растворе соли. Напишите выражения для константы гидролиза.

81. Нитрат магния, сульфит натрия.

82. Нитрат меди, карбонат калия.

83. Сульфат алюминия, силикат калия

84. Хлорид железа (III), сульфид натрия.

85. Сульфат аммония, цианид калия.

86. Хлорид аммония, сульфид бария.

87. Сульфат магния (II), карбонат калия.

88. Нитрат алюминия, ацетат кальция

89. Хлорид цинка, силикат калия.

90. Сульфат железа (II)? Фосфат калия.

1.6. Комплексные соединения

Литература :1, гл .VI, & 1 -8, с.193 – 207

Методические указания

При изучении этой темы обратите внимание на отсутствие строгого определения понятия «комплексное соединение». Комплексным соединением можно называть соединения сложного состава, в которых выделяют центральный атом (комплексообразователь) и непосредственно связанные с ним молекулы или ионы (лиганды). Проанализируйте, какие частицы из ниже перечисленных можно называть комплексными с этой точки зрения: NO₃-; NH₄+ ; (Cu (NH3)₄)₂+; CaCl₂; K₃(Fe(CN)₆) ; H₂S

В некоторых случаях указывают, что комплексообразователь должен быть связан с лигандами донорно- акцепторной связью. Учитывая этот факт, проанализируйте еще раз приведенный перечень. Какие частицы являются комплексными с учетом этой второй точки зрения?

Названия комплексных частиц дают, указывая сначала названия лигандов, затем комплексообразователя с указанием степени окисления.

CN- (и др. галогены) – хлоро;, H₂O – акво = ; NH₃ – амин; CN- _ циано = (и др.)

Количество лигандов указывают приставками: ди, три, тетра, пента, гекса.

Названия соединений с комплексным анионом оканчиваются суффиксом «-ат», в комплексных катионах название комплексообразователя дается без специальных окончаний,

Примеры:

Ca₂(Fe(CN)₆) – гексацианоферрат (II) кальция,

(Fe(Н₂O₆)SO₄ – сульфат гексааквожелеза (II)

Вопросы для самопроверки:

1. Основные положения координационной теории Вернера.

2. Что такое лиганды? Комплексообразователь? Координационное число? Внутренняя и внешняя сфера комплекса?

3. Номенклатура комплексных соединений.

4. Как происходит диссоциация комплексных электроситов?

5. Что такое константы устойчивости комплексных соединений?

Контрольные задания:

91-100. Заполните таблицу 9 в соответствии с вашим вариантом, указав комплексообразователь лиганды, координационное число, внутреннюю и внешнюю среду по формуле комплексного соединения, или составив соответствующую формулу по указанному комплексообразователю, лигандам и координационному числу. Дайте название этим веществам.

Таблица 9

№ задания	Комплексообразователь	Лиганд	Координационное число	Внутренняя сфера комплекса	Ионы внешней сферы	Формула комплексного соединения	Выражение для общей константы устойчивости комплексного иона
1	2	3	4	5	6	7	8
91	Zn2+	OH-	4		Na+	K2(PtCl6)
92	Al3+	OH-	6 6		K+ K+	K4(Fe(CN)6)
93	Cr3	OH-	6		K+	K3(Fe(CN)6)
94	Pt4+	NH3	4	(Cu(H2O)52+	SO42- Cl-
95		NO2-		(Co(No2)6)3+	Na+	(Cu(NH3)4)SO4
96				(PtBr6)2-	Na+	Fe3(Fe(CN)6)4
97	Co3+	NO2-	6		K+	(Cr(H2O)6)Cl3
98				(SiF6)2-	Na+	(Ca(NH3)8)Cl2
99	Ag+	CN-	2		Na+	K2(PtCl4)
100	Co2+	CNS-	4		NH4+	(Ag(NH3)2)Cl

1.7. Реакции окисления-восстановления

ЛИТЕРАТУРА: 1, гл. VI, § 1—6, с. 209-253

Методические советы

Тщательно проработайте по учебнику (1, гл. VI, § 3) метод электронного баланса с целью выработки умения подбора коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях. Вопросы контрольных заданий могут послужить вам в качестве упражнений.

Контрольные задания:

101-110. Составьте электронные уравнения и подберите коэффициенты в реакциях, соответствующих вашему заданию. Рассчитайте, сколько граммов окислителя требуется для восстановления 10 г соответствующего реакции восстановителя.

101. KMnO₄+Na₂S+H₂SO₄=K₂SO₄+MnSO4+Na₂SO₄+H₂O

102. KMnO₄+H₂O₂+H₂SO₄ = K₂SO₄ +MnSo₄+O₂+H₂O

103. MnO₂+HCl = MnCl₂+Cl₂ +H₂O

104. Cu+HNO₃ = Cu (NO₃)₂+No+H₂O

105. K₂Cr₂O₇+Na₂SO₃+H₂SO₄=K₂SO₄+Cr₂(SO₄)₃+Na₂SO₄+H₂O

106. KMnO₄+H₃PO₃+H₂SO₄ =MnSO₄+H₃PO₄+K₂SO₄+H₂O

107. K₂Cr₂O₇+HCl = Cl₂+CrCl₃+KCl+H₂O

108. KMnO₄+KNO₂+H₂SO₄ = K₂SO₄+MnSO₄+KNO₃+H₂O

109. Na₂S+K₂Cr₂O₇+H₂SO₄ =Na₂SO₄+K₂SO₄+Cr₂(SO₄)₃+H₂O

110. KMnO₄+HCl+HCl = Cl₂+KCl+MnCl₂+H₂O