Опыт 1. Окислительно-восстановительные свойства простых веществ

а) В пробирку поместить кусочек медной проволоки и прилить 1-2 мл концентрированной азотной кислоты. При необходимости пробирку подогреть на спиртовке (ТЯГА!). Что происходит? Написать уравнение реакции, пользуясь электронно-ионным методом.

б) В пробирку налить 1-2 мл бромной воды и добавить немного цинковой пыли. Содержимое пробирки взболтать и дать отстояться. Что наблюдается? Написать уравнение реакции.

в) Повторить опыт а), поместив в пробирку вместо медной проволоки небольшой кусочек серы. Что происходит? Написать уравнение реакции, пользуясь электронно-ионным методом.

Опыт 2. Влияние среды на протекание окислительно- восстановительных реакций

В три пробирки налить по 1-2 мл 0.05 М раствора перманганата калия. В первую добавить несколько капель концентрированной серной кислоты, во вторую - дистиллированной воды, в третью - концентрированного раствора едкого натра. Во все три пробирки прилить двукратный объем 1 М раствора сульфита натрия. Что происходит? Написать уравнения реакций, пользуясь электронно-ионным методом. Определить фактор эквивалентности перманганата калия в каждой из этих реакций.

В третью пробирку добавить дистиллированной воды до исчезновения изумрудно-зеленой окраски. Что наблюдается? Написать уравнение реакции, пользуясь электронно-ионным методом. К какому типу ОВР относится эта реакция?

 

Опыт 3. Окислительно-восстановительная двойственность

В две пробирки налить по 1-2 мл подкисленного раствора нитрита натрия. В одну из них добавить несколько капель раствора перманганата калия, в другую - йодида калия и крахмала. Что происходит? Написать уравнения реакций, пользуясь электронно-ионным методом. В чем состоит условие проявления веществом окислительно-восстановительной двойственности? Вычислить фактор эквивалентности и молярные массы эквивалентов окислителей и восстановителей в проведенных реакциях.

Опыт 4. Окислительные и восстановительные свойства перекиси водорода

а) В пробирку налить 1-2 мл раствора пероксида водорода и добавить немного оксида марганца (IV). Что происходит? Написать уравнение реакции, пользуясь электронно-ионным методом. К какому типу ОВР относится эта реакция?

б) К 1-2 мл раствора йодида калия добавить такое же количество 1М раствора серной кислоты и затем по каплям прибавлять раствор пероксида водорода до появления желтой окраски. Что является продуктом реакции и как это определить? Написать уравнение реакции, пользуясь электронно-ионным методом.

в) К 1-2 мл раствора перманганата калия добавить такое же количество 1М раствора серной кислоты и затем по каплям добавлять раствор пероксида водорода до обесцвечивания раствора в пробирке. Испытать тлеющей лучинкой выделяющийся газ. Написать уравнение реакции, пользуясь методом электронно-ионного баланса.

Опыт 5. Внутримолекулярное окисление-восстановление

На керамическую плитку поместить 1-2 г кристаллов бихромата аммония и прикоснуться к нему сильно нагретым в пламени спиртовки кончиком стеклянной палочки. Что наблюдается? Написать уравнение реакции, пользуясь методом электронного баланса.

Опыт 6. Возможность протекания ОВР

Используя стандартные окислительно-восстановительные потенциалы определить возможность протекания ОВР между дихроматом калия и соляной кислотой.

В пробирку поместить несколько кристаллов дихромата калия, прилить 1-2 мл концентрированной соляной кислоты и нагреть в пламени спиртовки (ТЯГА!). Что наблюдается? Объясните причину протекания реакции. Написать уравнение реакции пользуясь электронно-ионным методом.

 

Контрольные вопросы

1. Какие из указанных ниже веществ: Cl₂, PbO₂, K₂Cr₂O₇, KMnO₄, Na₂S, KJ, KBr, FeSO₄, Na₂SO₃, NaNO₂ - могут проявлять окислительные свойства, какие - востановительные свойства?

2. Рассчитайте DH^o, DS^o и DG^o реакции

2(NH₄)₂CrO₄(тв.) = Cr₂O₃ (тв.) + 2NH₃ (г.)+ N₂ (г.)+ 5H₂O (г.)

Какова роль энтальпийного и энтропийного факторов протекания этого процесса? Является ли процесс обратимым? Какие элементы изменяют степень окисления и к какому типу ОВР относится данный процесс?

3. Вычислите потенциал системы: а) Fe³⁺/Fe²⁺, если активности ионов Fe³⁺ = 0.1 моль/л, Fe²⁺ = 5·10^-3 моль/л; б) MnO₄^-/Mn²⁺ при 1) [H⁺] = 1 моль/л и 2) [H⁺] = 1·10^-2 моль/л, если [MnO₄^-]/[Mn²⁺] = 1.Объясните зависимость потенциала системы MnO₄^-/Mn²⁺ от рН среды.

4. Вычислите электродвижущую силу, необходимую для разложения хлорида натрия при 1100 К, если DG^о при 1100 К равно 311 кДж/моль.

5. Составьте уравнения реакций, происходящих при электролизе раствора иодида калия на угольных электродах.

6. Пользуясь методом электронно-ионного баланса, закончите составление следующих уравнений окислительно-восстановительных реакций и укажите их тип:

1) KМnO₄ + NaNO₂ +H₂SO_4(разб.) ®...

2) NaClO + KJ + H₂SO_4(разб.) ® NaCl + J₂ +...

3) Cl₂ +KOH ® KСlO₃ +...

4) J₂ + Cl₂ + H₂O ®HJO₃ +...

5) NO₂ + NaOH ® NaNO₂ +...

6) K₂Cr₂O₇ + H₂SO_4(разб.) + FeSO₄ ® Cr₂(SO₄)₃ +...

7) H₂S + H₂SO₃ ® S +...

8) KСlO₃ ® O₂ +...

9) KСlO₃ ® KСlO₄ +...

10) HNO₂ ® NO +...

11) KМnO₄ ® K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂

12) As₂S₃ + HNO₃ ® H₃AsO₄ + H₂SO₄ + NO +...

13) MnO₂ + HCl_(конц.) ®...

14) Mg + HNO₃ ® NH₄NO₃ +...

15) Cu + HNO₃ ® NO +...

16) KJ + H₂SO_4(конц.) ® J₂ + H₂S +...

7. Закончите уравнения реакции между следующими ионами, пользуясь методом электронно-ионного баланса:

1) MnO₄^- + NO₂^- + H⁺ ® Mn²⁺ + NO₃^- +...

2) Fe³⁺ + S^2- ® S + Fe²⁺

3) MnO₄^- + J^- + H⁺ ® Mn²⁺ + J₂

4) ClO^- + J^- + OH^- ® JO₃^- + Cl^- +...

5) MnO₄^- + SO₃^2- + H⁺ ® Mn²⁺ + SO₄^2- +...

6) MnO₄^- + NO₂^- + OH^- ® Mn²⁺ + NO₃^- +...

8. Железная пластинка погружена в раствор CuSO₄. После окончания реакции масса пластинки увеличилась на 2 грамма. Найти массу выделившейся из раствора меди.

9. Какую массу сероводорода можно окислить до свободной серы одним граммом йода?

 

Лабораторная работа № 6

КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ

 

Основные положения

Комплексными соединениями называются определенные химические соединения, образованные сочетанием отдельных компонентов и представляющие собой сложные ионы или молекулы, способные к существованию как в кристаллическом, так и в растворенном состоянии.

Комплексные соединения содержат катионный, анионный или нейтральный комплекс, состоящий из центрального атома или иона и связанных с ним молекул или ионов - лигандов. Центральный атом (комплексообразователь) - обычно акцептор, а лиганды - доноры электронов и при образовании комплекса между ними возникает донорно-акцепторная, или координационная связь. Комплекс может быть электронейтральным (неэлектролит), иметь положительный заряд (комплексный катион) или отрицательный (комплексный анион).

В случае образования комплексного соединения с одноименными лигандами все связи в комплексе равноценны, если он находится в растворе или в газовой фазе, а в случае разнородных лигандов характер связи зависит от их свойств. Число атомов лигандов, координированных центральным атомом, - координационное число (к.ч.) - обычно превышает его степень окисления.

Лиганды, связанные с центральным атомом, образуют внутреннюю координационную сферу комплексного соединения. Анионы или катионы (противоионы), входящие вместе с комплексом в состав комплексного соединения, образуют вторую (внешнюю) сферу.

В зависимости от числа донорных атомов лиганда, способных к координации, различают моно-, би- и полидентатные лиганды. Лиганды, координирующиеся через два и более донорных атомов к одному центральному атому, называются хелатными, а координирующиеся к разным центральным ионам - мостиковыми. Комплексы, в которых лиганды связывают два или более центральных ионов, называются би- или полиядерными. Полиядерные комплексы, имеющие химические связи между центральными атомами, называются кластерами. Комплексные соединения, содержащие циклические комплексы металлов с полидентатными лигандами, в которых центральный атом входит в один или несколько циклов, называются хелатами. Например:

Природа химической связи в комплексных соединениях. В комплексных соединениях - хотя бы одна из связей - донорно- акцепторная, образуется в результате перекрывания заселенных электронами орбиталей лигандов с вакантными орбиталями центрального атома. Если лиганд, как, например, OH^-, OR^-, NR₂^-, SR^-, O^2-, NR^2-, имеет дополнительные неподеленные пары электронов, а центральный атом - подходящие вакантные орбитали, то образуются простые дативные связи. Лиганды, у которых есть вакантные орбитали с центральными атомами, имеющими d -электроны (как, например, у PR₃, SR₂, AsR₃), могут образовывать обратные дативные связи p -типа. Оба эффекта приводят к упрочению координационной связи, увеличивая ее кратность.

Природу химической связи в комплексных соединениях объясняют с помощью метода валентных связей, методов молекулярных орбиталей, электростатической теории и ее модификации - теории кристаллического поля.

Комплексные соединения в водных растворах

При растворении кристаллического комплексного соединения в воде его кристаллическая решетка разрушается, а координационная сфера и внешнесферные ионы гидратируются водой. Этот процесс протекает по механизму диссоциации сильных электролитов.

Образование и диссоциация координационной сферы комплексных соединений происходит ступенчато:

              M + A Û MA              K₁ =

MA + A Û MA₂          K₂ =

             ......

              MA_n-1 + A Û MA_n       K_n =

Константы К₁, К₂,..., К_n называются ступенчатыми константами образования (устойчивости). Для обозначения полных констант образования используют символ b:

              M + A Û MA              b₁ =

              M + 2A Û MA₂          b₂ =

             ......

              M + nA Û MA_n          b_n =

При этом b_n является произведением ступенчатых констант b_n=K₁×K₂×¼×K_n. Константы K_n и b_n - термодинамические характеристики устойчивости комплекса в растворе. Величины, обратные K_n или b_n, называются константами диссоциации или нестойкости.

Устойчивость комплексных соединений определяется природой центрального атома и лиганда и стерическими факторами. В соответствии с теорией «жестких» и «мягких» кислот и оснований все центральные атомы могут быть условно разделены на два класса: жесткие кислоты Льюиса и мягкие кислоты Льюиса. Первые имеют малый атомный или ионный радиус и высшую положительную степень окисления, предпочтительно взаимодействующие с неполяризующимися жесткими основаниями, такими как F^-, OH^-, NR₂^-. Кислоты второго класса имеют большой атомный или ионный радиус и низкую степень окисления, более эффективно взаимодействуют с легко поляризующимися мягкими лигандами. К жестким кислотам Льюиса относятся центральные ионы элементов в высших степенях окисления, с электронной конфигурацией d⁰ или d¹⁰. Мягкие кислоты Льюиса имеют электроны на d -орбиталях, способные к образованию p -связей в результате перекрывания с вакантными d -орбиталями мягких лигандов. С увеличением основных свойств лигандов устойчивость комплексов повышается.

Комплексы хелатообразующих реагентов по сравнению с комплексами их монодентантных аналогов обладают повышенной устойчивостью (так называемый хелатный эффект).

Присоединение объемного заместителя к донорному атому или вблизи него, например, замена атома водорода на алкильную группу, приводит под влиянием стерических факторов к уменьшению стабильности комплекса, напротив, введение алкильных групп в другие положения, вследствие увеличения основности лигандов, повышает стабильность комплексов.

На стабильность комплексов оказывает влияние и природа донорного атома лигандов. В случае «жестких» центральных атомов уменьшение размера донорных атомов лиганда и повышение его электронной плотности приводит к увеличению стабильности комплексов. Например, стабильность комплексов падает в рядах F > Cl > Br > J или O > S > Se > Te. В случае «мягких» центральных ионов наблюдается обратная тенденция: F < Cl < Br < J.

 

Экспериментальная часть