Файл: Сухарева ч 2.pdf

Установите, окислителем или восстановителем может являться каждый элемент в H2CrO4, Mg, Те.

Ответ:

Степень окисления водорода в молекуле хромовой кислоты H2CrO4 равна +1. Для водорода – это высшая степень окисления, следовательно, водород в этих соединениях может быть только окислителем.

Степень окисления хрома в молекуле хромовой кислоты H2CrO4 равна +6. Для хрома – это высшая степень окисления (номер группы), следовательно, хром в этом соединении может быть только окислителем.

Степень окисления кислорода в молекуле хромовой кислоты H2CrO4 равна (-2). Для кислорода – это низшая степень окисления, следовательно, кислород в этом соединении может быть только восстановителем.

Степень окисления магния в простом веществе равна 0. Для металлов – это низшая степень окисления, следовательно, металлический магний может быть только восстановителем.

Степень окисления теллура в простом веществе равна 0. Границы степеней окисления теллура (-2 - +6). Следовательно, степень окисления «ноль» – промежуточная степень окисления теллура, что свидетельствует об окислительно-восстановительной двойственности теллура.

Задание (б)

Процессу окисления или восстановления соответствуют переходы

1) Zn → ZnO22- (pH>7); 2)NO3¯ → N2 (pH<7). Оформите эти переходы в виде полуреакций.

Ответ:

1) Составим материальный и электронный баланс перехода Zn → ZnO22- в водном растворе в щелочной среде (pH>7).

Уравниваем в левой и правой частях полуреакций число атомов, меняющих степень окисления. Число атомов цинка в полуреакции не меняется.

Уравниваем в левой и правой частях полуреакции число атомов кислорода. В щелочной среде каждый избыточный атом кислорода связывают с одной молекулой воды, записывая в противоположной части полуреакции два иона гидроксида. Так как в правой части данной полуреакции два избыточных атома кислорода, то связываем их с двумя молекулами воды. В левой части полуреакции записываем четыре иона гидроксида. В результате полуреакция имеет вид: Zn + 4OH¯ → ZnO22- + 2 H2O.

Для ответа на вопрос, окислением или восстановлением цинка является это превращение, рассчитаем общую сумму зарядов в левой части полуреакции (-4) и в правой части полуреакции (-2). Следовательно, данному переходу соответствует отдача двух электронов, т. е. это процесс окисления, цинк является восстановителем.

2) Составим материальный и электронный баланс перехода NO3¯ → N2 в водном растворе в кислой среде (pH<7).

9

Степень окисления изменяется в данном переходе у азота (от+5 до 0). Уравниваем в левой и правой частях полуреакций число атомов азота

2NO3¯ → N2

Уравниваем в левой и правой частях полуреакции число атомов кислорода. В кислой среде каждый избыточный атом кислорода связывают с двумя ионами водорода, записывая в противоположной части полуреакции одну молекулу воды. Так как в левой части полуреакции шесть атомов кислорода, связываем их с 12H+, в правой части полуреакции записываем 6 H2O. В результате получаем уравнение полуреакции: 2NO3¯ + 12H+ → N2 + 6 H2O.

Сравнение суммы зарядов в левой (-2+12 = +10) и в правой (0) частях полуреакций позволяет сделать вывод, что данному превращению соответствует присоединение десяти электронов, т. е. это процесс восстановления, а нитратанион является окислителем.

Задание (в)

Закончите и уравняйте с помощью ионно-электронного метода окислительно-восстановительную реакцию: KMnO4 + SnSO4 + H2SO4 →. Определите, возможно ли при данном наборе соединений несколько вариантов окислительно-восстановительных процессов

Ответ:

Определим степени окисления каждого элемента, проанализируем его окислительно-восстановительные возможности, проверим, нет ли среди предложенных соединений типичных окислителей и восстановителей. В результате проделанной работы выбираем ионы, содержащие окислитель и восстановитель, прогнозируем продукты окисления и восстановления и составляем схемы полуреакций этих процессов:

MnO4¯→ Mn2+

Sn2+ → Sn4+

Затем уравниваем в левой и правой частях полуреакций число атомов кислорода, подсчитываем общий заряд в левых и правых частях полуреакций и уравниваем их, добавляя в левую или правую сторону требуемое число электронов, и получаем окончательный вид полуреакций:

MnO4¯ +8 H+ +5 ē → Mn2+ + 4 H2O.

Sn2+ → Sn4+ +2 ē

Суммируем уравнения двух полуреакций с учётом полученных множителей (5 и 2):

2 MnO4¯ + 16 H+ +5 Sn 2+ → 2Mn2+ + 8 H2O +5 Sn4+

Дополняем левую часть полученного уравнения до полного ионномолекулярного вида и переносим дополненные ионы в правую часть:

2 K+ + 2 MnO4¯ +16 H+ + 8 SO42- + 5 Sn2+ + 5 SO42- → 2 Mn2+ + 8 H2O + +5 Sn4++ 2 K++ 13 SO42-

Записываем уравнение реакции в молекулярном виде:

2 KMnO4 + 8 H2SO4 + 5 SnSO4 → 2 MnSO4+ 5 Sn(SO4)2 + K2SO4 + 8 H2O

Перманганат калия и сульфат олова (II) в присутствии разбавленной серной кислоты дадут в результате реакции только три соли: сульфаты марганца (II), олова (IV) и калия. Однако в остальных 15 вариантах возможны

10

параллельные окислительно-восстановительные реакции. Например, в задании (10 в) надо написать и проанализировать уравнение не только реакции K2Cr2O7

+ Zn + H2SO4 → Cr2(SO4)3+ ZnSO4 + K2SO4+ H2O, но и реакции Zn + H2SO4 → → ZnSO4 + H2.

11

2 КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ

Комплексным соединением называется вещество, в узлах кристаллической решётки которого находятся сложные частицы, построенные из центрального иона или атома, окружённого противоположно заряженными ионами или электронейтральными частицам. Комплексные соединения способны к самостоятельному существованию в растворе или расплаве.

Центральной ион или атом, вокруг которого координируются другие частицы, называется комплексообразователем. Частицы, окружающие комплексообразователь называются лигандами.

комплексообразователь

↓

[Cu(NH3)4]SO4

↑ ↑

лиганды координационное число Комплексообразователь вместе с лигандами образует внутреннюю сферу

комплексного соединения. Число лигандов, окружающих комплексообразователь, называется координационным числом. Границы внутренней сферы показывают квадратными скобками. Остальные ионы, не присоединённые непосредственно к комплексообразователю, образуют внешнюю сферу. Ионы внешней сферы записываются за квадратными скобками.

Классификация комплексов

Комплексные соединения классифицируют по характеру электрического заряда комплексного иона. Различают катионные [Ni(NH3)6]Cl2, анионные K3[Fe(СN)6] и электронейтральные комплексы [Ni(CO)4]. Заряд комплексного иона определяется алгебраической суммой заряда комплексообразователя и зарядов всех лигандов:

комплексообразователя из условия электронейтральности молекулы. 2)Комплексные соединения классифицируются в зависимости от природы

лигандов. Различают:

Аквакомплексы – лигандами являются молекулы воды: [Cr(H2O)6]Cl3. Аммиакаты – лигандами являются молекулы аммиака: [Cu(NH3)4]SO4. Гидроксокомплексы – лигандами являются гидроксид-ионы:

Na2[Zn(OH)4].

Ацидокомплексы – лигандами являются анионы кислотных остатков: K3[Fe(CN)6].

Комплексные соединения смешанного типа, в состав внутренней сферы которых входят различные типы лигандов: К2[Pt(NH3)2Cl4].

Названия комплексных соединений образуются аналогично названиям обычных солей (КCl – хлорид калия, вначале называют анион в именительном падеже, затем катион в родительном падеже.). В названии комплексного

12

соединения указывают число лигандов, тип лиганда и степень окисления центрального иона. Молекулы H2O и NH3 обозначаются соответственно «аква» и «аммин». Названия отрицательно заряженных лигандов состоят из названия соответствующего аниона и соединительной гласной « -о- ». Например, катионный комплекс [Ag(NH3)2]Cl называется хлорид диамминсеребра, анионный комплекс K3[Fe(CN)6] называется гексацианоферрат (III) калия и электронейтральный комплекс [Co(NH3)3(NO2)2Cl] называется хлородинитротриамминкобальт (III).

Диссоциация комплексных соединений в растворах Различают первичную диссоциацию и вторичную диссоциацию

комплексного соединения. Первичная диссоциация комплексного соединения заключается в отделении внешней сферы от внутренней по типу сильного электролита. Внутренняя сфера ведёт себя в водном растворе как единое целое. В качестве примера приводим уравнение первичной диссоциации хлорида диамминсеребра (I) [Ag(NH3)2]Cl:

[Ag(NH3)2]Cl → [Ag(NH3)2]+ + Cl –

Вторичная диссоциация комплексного соединения характеризуется наличием равновесия между комплексным ионом и лигандами и протекает по типу слабого электролита, т.е. ступенчато. Следует отметить, что число стадий в процессе вторичной диссоциации равно координационному числу данного комплексного соединения:

[Ag(NH3)2]+ ↔ [Ag(NH3)]+ + NH3

[Ag(NH3)]+ ↔ Ag+ + NH3

Диссоциация комплексных ионов и электронейтральных комплексов характеризуется константой равновесия. Эта константа равновесия называется константой нестойкости комплексного иона. Равновесие каждой стадии диссоциации характеризуется своей константой нестойкости.

Образование комплексных соединений

Гидроксокомплексы легко образуются при взаимодействии солей амфотерных металлов с избытком щёлочи:

CrCl3 + 6 KOH → K3 [Cr(OH)6] + 6 KCl

Cr3+ + 6 OH¯ → [Cr(OH)6] 3-

Амминокомплексы образуются при взаимодействии соединений многих d-элементов с концентрированным раствором аммиака:

NiCl2 + 6 NH3 → [Ni(NH3)6]Cl2 ;

Ni2+ + 6 NH3 → [Ni(NH3)6]2+ .

Разрушение комплексных соединений

Гидроксокомплексы разрушаются при добавлении сильных кислот к растворам этих соединений с образованием воды и солей добавленных кислот.

K2[Zn(OH)4] + 4 HCl → ZnCl2 + 2 KCl + 4 H2O

[Zn(OH)4] 2+ + 4 H+ → Zn2+ + 4 H2O

Большинство аммиакатов разрушаются под действием сильных кислот с

образованием катиона металла и иона аммония (кроме очень прочных комплексов, например [Pt(NH3)4]2+, Кн ≈ 10-34):

[Ag(NH3)2]NО3 + 2 НNО3 → AgNО3 + NH4NО3

[Ag(NH3)2]+ + 2 Н+ → Ag+ + 2 NH4+

13