Экспериментальная часть
Опыт 1. Образование аммиакатов
Опыт проводится на примере образования аммиакатов – комплексов, в которых лигандами являются молекулы аммиака (NH3). Комплексные соединения (аммиакаты) получают реакцией соли металла – комплексообразователя с раствором аммиака, взятым в избытке.
AgNO3 + 2NH4OН = [Ag+(NH30 )2]NO3 + 2Н2О
CuSO4 + 6NH4OН = [Cu(NH30 )6]SO4 + 6Н2О
NiSO4 + 6NH4OН = [Ni(NH3 )6]SO4 + 6Н2О
Zn(NO3)2 + 4NH4OН = [Zn(NH3 )4](NO3)2 + 4Н2О
Смещение равновесия диссоциации в системах, содержащих комплексные ионы, определяется теми же правилами, что и в растворах простых (некомплексных) электролитов, а именно: равновесие смещается в направлении возможно более полного связывания комплексообразователя или лиганда, так, что концентрации этих частиц, остающихся в растворе несвязанными, принимают максимально возможные в этих условиях значения. Для решения вопроса о направлении смещения равновесия необходимо оценить значения равновесных концентраций ионов в рассматриваемой системе. В данном опыте рассматривается смещение равновесия в сторону разрушения комплексного соединения под действием сильного электролита (азотной кислоты).
1. К растворам [Ag+(NH30 )2]NO3 и [Cu(NH30 )6]SO4, полученным в опыте 1, по каплям добавьте раствор азотной кислоты до полного разрушения комплексов: в первой пробирке выпадает осадок, во второй – меняется цвет раствора.
В данном опыте изучается способ образования гидроксокомплексов – комплексов, в которых лигандом является гидроксид-ион (ОН-). Гидроксокомплексы получают действием избытка щелочи на соответствующее основание.
Порядок выполнения опыта
К растворам солей Zn2+, Al3+, Pb2+, Cr3+ добавьте по каплям раствор щелочи до образования осадков, затем подействуйте избытком раствора щелочи до полного растворения полученных осадков.
Задание
1. Отметьте цвет полученных осадков и образовавшихся гидроксокомплексов.
2. Напишите уравнения реакций образования комплексных соединений.
Опыт 4. Электролитическая диссоциация комплексных
соединений и двойных солей
а) диссоциация двойных солей
В три пробирки налейте по 3-5 капель раствора железоаммонийных квасцов NH4Fe(SO4)2. В первую пробирку прибавьте 2-3 капли раствора щелочи и нагрейте. Во вторую пробирку прибавьте 2-3 капли раствора хлорида бария. В третью – 2-3 капли раствора роданида калия.
Задание
1. Отметьте цвет полученных осадков и образовавшихся соединений.
2. Напишите уравнение реакции диссоциации двойной соли NH4Fe(SO4)2 в водном растворе и уравнения проделанных аналитических реакций на ионы NH4+, Fe 3+, SO42-.
б) диссоциация комплексных соединений
В две пробирки налейте по 3-5 капель раствора гексацианоферрата (III) калия K3[Fe(CN)6]. В первую пробирку прибавьте 2-3 капли раствора гексанитрокобальтата натрия К3[Co(СN)6]. Во вторую– 2-3 капли раствора роданида калия.
1. Отметьте цвет полученных осадков и образовавшихся комплексных соединений.
2. Напишите уравнение ионногенной диссоциации комплексного соединения K3[Fe(CN)6]и уравнения проделанных аналитических реакций на ионы K+ и Fe3+.
3. Оформите отчет о лабораторной работе №5.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №6
Цель работы: Ознакомление с наиболее характерными химическими свойствами металлов, ознакомление со свойствами важнейших окислителей и восстановителей, выработка навыков составления уравнений окислительно-восстановительных реакций.
Оборудование: Кристаллические вещества: KMnO4, NaCl, NaNO2, NaBiO3. Металлы: Fe (порошок), Mg, Zn, Fe (стружка), Cu, медная и железная проволоки. Растворы: HCl (конц), Na2S2O3, KSCN (NH4SCN), AgNO3, NH4OH, HNO3 (конц), фенолфталеин, H2SO4 (2н), HNO3 (2н), H2SO4 (конц), K3[Fe(CN)6] , KMnO4, KOH (2н), Na2SO3, K2Cr2O7, NaNO2, SnCl2, KBr, KI, толуол, Cl2. aq, Br2.aq, CuSO4, Pb(NO3)2, MnSO4, HNO3 (2н), NaOH (2н), Bi(NO3)3. Установка для получения хлора, ложечка для сжигания веществ, тигельные щипцы, стеклянные палочки, пробирки, штативы, наждачная бумага.
Литература: Н.Л.Глинка. Общая химия. §§ 93-97, 99, 100, 196.
Теоретическая часть
Способы рационального извлечения металлов из руд, их очистка, получение сплавов и оптимальное использование материалов из них связано с особенностями их строения, физических и химических свойств. К главным особенностям металлов можно отнести:
1) специфическую кристаллическую структуру металлов (кроме ртути);
2) особый тип химической связи (металлическая связь);
3) невысокие потенциалы ионизации атомов и связанные с этим восстановительные свойства металлов в химических реакциях;
4) наличие в атомах и ионах металлов свободных атомных орбиталей и способность вследствие этого образовывать координационные соединения, являясь центральными атомами.
По восстановительной способности (активности) в зависимости от строения атомов металлы отличаются друг от друга. Активность металлов возрастает сверху вниз в подгруппах периодической системы (например, Rb более активный металл, чем Li) и уменьшается с ростом заряда ядра в периодах (например, Na более активный металл, чем Fe). Металлы, расположенные в порядке возрастания их стандартных окислительно-восстановительных потенциалов Е0, образуют ряд напряжений или ряд активности металлов. Каждый металл может вытеснять из растворов солей все металлы, стоящие в ряду активности правее его. Металлы, расположенные левее водорода в ряду активности, вытесняют его из воды и неокисляющих кислот, если на поверхности металла не образуется
нерастворимая пленка соли, оксида или гидроксида. Металлы, расположенные правее водорода, не вытесняют его из растворов кислот.
В случае контакта двух металлов в присутствии электролита возникает гальванический элемент, в котором более активный металл является анодом.
Коррозия металлов - разрушение металлов под воздействием окружающей среды. Различают коррозия химическую и электрохимическую.
Электрохимическая коррозия - разрушение металла в среде электролита с возникновением электрического тока. Электрохимическая коррозия связана с возникновением гальванического элемента. При этом активный металл является анодом, отдает электроны и разрушается (образует или нерастворимые продукты - ржавчину, или переходит в виде ионов в раствор), а менее активный металл или примеси являются катодом и принимают электроны.
Под действием окислителей, находящихся в электролите (Н+, растворенный кислород и др.) происходит катодная деполяризация, то есть катод передает электроны, полученные от анода указанным окислителям. Например, процессами катодной деполяризации с участием растворенного в воде кислорода являются:
при рН ³ 7 О2 + 2Н2О + 4ē ® 4OH- j = 0,40 В
при рН < 7 О2 + 4Н+ + 4ē ® 2Н2О j = 1,228 - 0,059 В
Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) - реакции, в ходе которых меняется степень окисления элементов, входящих в состав реагирующих и образующихся веществ.
Zn + 2HCl = Zn Cl2 + H2 ОВР
Zn0 ® Zn+2
2H+ ® H20
Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O не ОВР
Степень окисления - условный заряд атома, если считать, что молекула состоит только из ионов. В KMnO4 степень окисления Mn равна +7; в K2Cr2O7 степень окисления Cr равна +6
Окисление - процесс отдачи электронов атомом, ионом или молекулой.
Caо - 2ē ® Ca+2 - окисление атома кальция.
Восстановление - процесс присоединения электронов атомом, ионом или молекулой.