МУ к СР по НХ заочн

CO32-

ординационное число равно 6, емкость лиганда NH3 равна 1, а

- 2.

Заряд комплексного иона равен алгебраической сумме зарядов его составляющих частей: комплексообразователя и лигандов. Если суммарный заряд комплексообразователя и лигандов равен нулю, то это говорит о том, что в данном случае имеется комплексный неэлектролит.

Мерой устойчивости комплексной частицы служит ее константа диссоциации, называемая константой нестойкости комплекса и обозначаемая через Кн:

а) [Ag(CN)2]- ↔ Ag+ + 2CN-

Kн = [Ag+]·[CN-]2/[[Ag(CN)2]-] = 1·10-21 б) [Ag(CNS)2]- ↔ Ag+ + 2CNS-

Кн = [Ag+]·[CNS-]2/[[Ag(CNS)2]-] = 2·10-11

В выражении для констант нестойкости квадратные скобки обозначают, что берутся концентрации в моль/л.

Наименования комплексных соединений строятся следующим образом.

1.В первую очередь называют анион, затем идет название катиона.

2.В комплексной частице сначала перечисляются лиганды. Первыми называются отрицательные, затем нейтральные, в последнюю очередь - положительные лиганды. Внутри каждой из этих групп лиганды перечисляются в порядке усложнения (Н-, О2-, ОН-); если они по сложности одинаковые, то их называют в алфавитном порядке. Если одинаковых лигандов во внутренней сфере комплекса больше 1, то их количество отмечают при помощи греческих числительных (2 - ди, 3 - три, 4 - тетра, 5 - пента, 6 - гекса, 7 - гепта и 8 - окта).

3.Если комплексная частица - анион, то после перечисления лигандов называется корень латинского названия цен-

41

трального атома с окончанием -ат, после чего указывается степень его окисления. Например:

K[Co3+(NH3)2(NO2)4] - тетранитродиамминкобальтат (III) калия.

4.Если комплексная частица - катион, то после перечисления лигандов дается русское название центрального атома в родительном падеже с указанием степени окисления.

Например: [Co3+(NH3)4CO3]Cl - хлорид карбонатотетраамминкобальта (III).

5. Наименование нейтральных комплексов (комплексных неэлектролитов) составляется из названий лигандов и русского названия центрального атома в именительном падеже. При этом степень окисления комплексообразователя в названии не указывается. Например: [Pt(NH3)2Cl4] - тетрахлородиамминплатина.

Степень окисления комплексообразователя рассчитывает-

ся исходя из того, что алгебраическая сумма зарядов всех составляющих комплексного соединения равна нулю.

Например: K2[Pt(NO2)2Cl2]

+2 + x − 2 − 2 = 0

х = +2.

Ниже перечислены наиболее часто встречающиеся лиган-

ды:
F-	− фторо-
Cl-	− хлоро-
Br-	− бромо-
I-	− йодо-
S2-	− тио-
O22-	− пероксо-
H-	− гидридо-
OH-	− гидроксо-
H2O	− аква-

NO3- CO32-

C2O42- CN-

CNS- PO43- CrO42- CO NO

−нитрато-

−карбонато-

−оксалато

−циано-

−родано-

−фосфато-

−хромато-

−карбонил-

−нитрозил-

42

NH	3	− аммин-	NH -		− амидо-
			2
NO	-	− нитро-	N H	+	− гидразиниум-.
	2		2	5

Задания для самопроверки

1.Найти заряды комплексных частиц и указать среди них катионы, анионы и неэлектролиты: [Сo(NH3)5Cl], [Cr(NH3)4PO4], [Ag(NH3)2], [Cr(OH)6], [Co(NH3)3(NO2)3].

2.Определить степень окисления комплексообразователя в

следующих комплексных ионах: [Fe(CN)6]4-, [Ni(NH3)5Cl]+, [Cr(H2O)4Br2]+ , [Co(NH3)2(NO2)4]-, [AuCl4]-, [Hg(CN)4]2-.

3.Назовите комплексные соли: [Pd(H2O)(NH3)2Cl]Cl, [Cu(NH3)4](NO3)2, [Co(H2O)(NH3)4CN]Br2, [Co(NH3)5SO4]NO3, [Pd(NH3)3Cl]Cl, K4[Fe(CN)6], (NH4)3[RhCl6], K2[Co (NH3)2(NO2)4] Na2[ PtI4], K2[Pt(OH)5Cl], K2[Cu(CN)4].

4.Назовите электронейтральные комплексные соединения: [Сr(H2O)4PO4], [Cu(NH3)2(CNS)2], [Rh(NH3)3(NO2)3], [Pt(NH3)2Cl4], [Co(NH3)3(NO2)3].

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Окислительно-восстановительными реакциями (ОВР) назы-

ваются такие реакции, в ходе которых происходит передача электронов от одних частиц (атомов, молекул, ионов) к другим, в результате чего степень окисления атомов, входящих в состав этих частиц, изменяется.

Большинство степеней окисления элементов представлены в параграфе "Основные классы неорганических соединений". Следует помнить, что с.о. простых веществ всегда равна нулю (например, в веществах Al, S, Cl2, O2, H2 и т.п.). Наинизшую (отрицательную) степень окисления, характерную для неметал-

43

ла, можно найти, вычитая из номера группы восемь. Например для серы из VI группы наинизшая с.о. будет 6 – 8 = –2, для хлора из VII группы наинизшая с.о. будет 7 – 8 = –1.

ОВР – единый взаимосвязанный процесс. Окисление какоголибо элемента приводит к повышению с.о. у этого элемента (т.е. восстановителя), а восстановление – к её понижению у окислителя.

В ходе ОВР элемент-окислитель принимает электроны (акцептор электронов), а элемент-восстановитель отдает электроны (донор электронов).

Восстановление – процесс, в ходе которого окислитель приобретает электроны, а окисление – процесс, в ходе которого восстановитель отдает электроны.

Для нахождения стехиометрических коэффициентов реакции, при составлении уравнений ОВР применяются два метода:

a) Метод электронного баланса используется для составления ОВР, протекающих в газовой и (или) в твердой фазе.

б) Метод полуреакций (или метод электронно-ионного баланса) используется для составления уравнений ОВР, протекающих в водных растворах.

Студенту заочного отделения при выполнении заданий этого раздела рекомендуется использовать метод электронного баланса (т.е. простейший метод).

Составляя уравнения ОВР, надо исходить из того, что число электронов, отдаваемых элементом-восстановителем, должно быть равно числу электронов, принимаемых элементомокислителем.

Алгоритм действий при составлении уравнений ОВР по методу электронного баланса:

1.Определить, какие атомы (по заданной схеме реакции) изменили с.о. и составить схемы полуреакций окисления и восстановления.

44

2.Уравнять каждую полуреакцию, стремясь к тому, чтобы:

Материально уравнялись левая и правая части полуреакций (т.е. число атомов для каждого элемента в левой и правой частях полуреакций).

Было достигнуто равенство зарядов в левой и правой частях полуреакций.

3.Умножить каждую полуреакцию на коэффициенты:

учитывающие стехиометрию реагирующих (или образующихся) веществ (т.е. численное отношение между атомами в полуреакциях должно соответствовать стехиометрии молекул).

для достижения электронного баланса сумма электронов, отданных восстановителем должна быть равна сумме электронов, принятых окислителем.

4.Сложить обе полуреакции (при этом электроны должны сократиться), просуммировав левую с левой частью, а правую с правой.

5.Подставить полученные коэффициенты в схему ОВР и уравнять остальные элементы (т.е. элементы, участвующие в реакции, но не изменяющие свою с.о.).

6.Проверить результат (т.е. получилось ли уравнение ОВР). Проверка достигается простым подсчетом числа атомов каждого элемента слева и справа в итоговой записи результата.

Пример. Составить уравнение ОВР, идущей по схеме:

Mg + H2SO4 → MgSO4 + H2S + H2O.

Если в задании даны все (как исходные вещества, так и продукты их взаимодействия), то составление уравнения ОВР сводится к нахождению и расстановке стехиометрических коэффициентов. Коэффициенты находят по методу электронного баланса.

1.Очевидно, что элемент Mg здесь будет восстановителем, а элемент S – окислителем:

45

Мg → Mg2+

S6+ → S2–

2.Магний отдает два электрона, в то время как сера принимает восемь электронов:

Мg – 2ē → Mg2+

S6+ + 8ē → S2–

3.Умножать на коэффициенты, учитывающие стехиометрию молекул, не нужно, так как в каждой молекуле находится по одному атому магния и по одному атому серы. Однако, необходимо умножить первое уравнение на 4, а второе – на 1, чтобы получить равенство электронов:

4·|Мg – 2ē → Mg2+

1·|S6+ + 8ē → S2–

4.Складывая полуреакции, получим:

4Mg + S6+ → 4Mg2+ + S2–.

5.Подставляя полученные коэффициенты в схему ОВР получаем:

4Mg + 5H2SO4 = 4MgSO4 + H2S + 4H2O.

Перед H2SO4 необходимо поставить 5, т.к. часть молекул H2SO4 не принимает участия в окислении, но необходима для связывания ионов магния. Для уравнивания атомов водорода и кислорода необходимо поставить коэффициент 4 перед

H2O.

6. Проверяем коэффициенты, пересчитывая каждый тип атомов слева и справа от знака равенства.

В реакции может быть два окислителя или два восстановителя, или же получаться несколько продуктов с разными степенями окисления. В этом случае в соответствующей полуреакции необходимо записать два элемента. Например, для реакции

46

KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2

полуреакции будут выглядеть следующим образом:

1·|2Mn7+ + 4ē → Mn6+ + Mn4+

1·|2O2– + 4ē → 2O.

Задание для самопроверки

Составить уравнения ОВР, идущих по схемам : SiO2 + C + Cl2 →SiCl4 + CO

Fe + H2O → FeO·Fe2O3 + H2

KClO3 + MnO2 + KOH → KCl + K2MnO4 + H2O Ni + H2SO4(конц.) → NiSO4 + S + H2O Ca3(PO4)2 + C + SiO2 → P + CaSiO3 + CO

Fe + O2 + H2O → Fe(OH)3 (при нагревании)

47

Экзаменационные вопросы по неорганической химии

1. Периодический закон Д.И. Менделеева. Современная формулировка закона. Значение периодического закона для химии.

2.Эквивалент. Закон эквивалентов. Эквиваленты окислителя и восстановителя.

3.Понятие химической термодинамики. Термодинамические системы.

4.Тепловые эффекты реакций. Энтальпия системы. Закон Гесса.

5.Энтропия системы.

6.Свободная энергия Гиббса как функция состояния вещества.

∆G, как причина протекания самопроизвольной реакций.

7.Современная модель состояния электрона в атоме. Квантовые числа.

8.Принципы заполнения электронных орбиталей атома в основном состоянии: принцип Паули, правило Хунда, правило Клечковского. Электронные емкости орбиталей, уровней и подуровней.

9.Типы химических связей: ковалентная, ионная, металлическая, водородная.

10.Характеристика связей: электрические дипольные моменты, эффективные заряды атомов, направленность и насыщенность, энергия и длина связи.

11.Определение понятия "комплексные соединения". Основные понятия координационной теории.

12.Важнейшие типы комплексных соединений.

13.Причины образования водных растворов. Гомогенные и гетерогенные растворы.

14.Природа межмолекулярных сил в растворах: силы Ван-дер- Ваальса (ориентационные, индукционные, дисперсионные); ион-дипольное взаимодействие, водородная связь.

15.Способы выражения состава растворов.

16.Электролиты. Свойства растворов электролитов.

48

17.Гидролиз солей. Типы гидролиза.

18.Понятие о скорости химической реакции. Основные факторы, влияющие на скорость реакции. Основной закон кинетики.

19.Зависимость скорости химической реакции от температуры. Представление об энергии активации, энергетическом барьере и переходном энергетическом комплексе.

20.Кинетическая концепция равновесия. Константа равновесия. Смещение равновесия при изменении концентрации, температуры и давления. Принцип Ле-Шателье.

21.Общая характеристика элементов группы IA. Водород (изотопы, получение, физические и химические свойства).

22.Вода, геометрия и свойства ее молекулы. Химические свойства воды. Вода как растворитель. Вода в сельском хозяйстве.

23.Пероксид водорода.

24.Химические свойства щелочных металлов. Калий как элемент питания растений. Калийные удобрения.

25.Физические и химические свойства кальция и магния. Их биологическое значение.

26.Физические и химические свойства элементарного бора.

27.Кислородные соединения бора: оксид, борная кислота, поликислоты бора, их соли.

28.Физические и химические свойства металлического алюминия.

29.Оксиды и гидроксиды алюминия, разнообразие их строения, амфотерность этих соединений, реакции их взаимного превращения.

30.Химия неорганических соединений углерода: углекислого газа и его производных.

31.Значение соединений углерода в сельском хозяйстве. Круговорот углерода в природе. Топливная энергетика, полимеры. Экологические аспекты химии углерода.

49

32.Химия соединений кремния. Кремнезем, силикаты и алюмосиликаты как почвообразующие минералы.

33.Особенности химии германия, олова и свинца. Применение этих элементов и их соединений. Экологическая опасность соединений свинца.

34.Химия молекулярного азота.

35.Химия аммиака и его производных.

36.Химия оксидов азота, азотной кислоты и ее солей.

37.Фосфор, аллотропные модификации, физические и химические свойства молекулярного фосфора.

38.Ортофосфорная кислота и ее соли. Значение фосфора как элемента питания. Фосфорные удобрения.

39.Физические и химические свойства кислорода. Экологическая роль кислорода и озона атмосферы.

40.Соединения серы с водородом и кислородом. Серная кислота, сульфаты.

41.Сернистый газ, сернистая кислота, сульфиты. Сероводород.

42.Электронное строение атомов галогенов и закономерности изменения свойств галогенов в подгруппе. Соединения фтора.

43.Хлороводород, соляная кислота. Соединения хлора с кислородом и их свойства.

44.Химия благородных газов (строение атомов, особенности химических и физических свойств).

45.Семейство железа.

46.Химия марганца (оксиды, гидроксиды, кислоты, соли).

47.Особенности химии хрома; его важнейшие соединения (оксиды, гидроксиды, кислоты, соли).

48.Химия меди и ее соединений (оксиды, гидроксиды, соли).

49.Основные химические особенности лантаноидов и актиноидов.

50