Как уравнивать комплексные соли

Образование и разрушение
комплексных солей на примере
гидроксокомплексов

В нашем городе ЕГЭ по химии сдают уже с 2003 г. За прошедшие пять лет накоплен определенный опыт работы. Двое моих учеников имели наивысшие по области баллы – 97 (2004) и 96 (2007). Задания уровня С выходят далеко за рамки двухчасовой школьной программы, например, составление уравнений окислительно-восстановительных реакций или уравнений реакций по разрушению комплексных солей. Найти ответы на некоторые вопросы порой не удается ни в одном учебнике или пособии.

Одно из заданий высокого уровня сложности (уровня С) проверяет знания об амфотерных свойствах веществ. Для успешного выполнения этого задания нужно знать в том числе и способы разрушения комплексных солей. В учебной литературе этому вопросу уделяется недостаточно внимания.

Амфотерные свойства имеют оксиды и гидроксиды многих металлов. Они нерастворимы в воде, но взаимодействуют и с кислотами, и со щелочами. При подготовке к ЕГЭ нужно усвоить материал о свойствах соединений цинка, бериллия, алюминия, железа и хрома. Рассмотрим эти свойства с точки зрения амфотерности.

1 Основные свойства при взаимодействии с сильными кислотами.

2 Кислотные свойства при взаимодействии со щелочами.

1) Реакции при сплавлении:

Формулу гидроксида цинка записывают в кислотной форме – H₂ZnO₂ (цинковая кислота).

Кислотная форма гидроксида алюминия – H₃AlO₃ (ортоалюминиевая кислота), но она неустойчива, и при нагревании отщепляется вода:

H₃AlO₃ H₂O + HAlO₂,

получается метаалюминиевая кислота. По этой причине при сплавлении соединений алюминия со щелочами получаются соли – метаалюминаты:

Al(OH)₃ + NaOH NaAlO₂ + 2H₂O,

Al₂O₃ + 2NaOH 2NaAlO₂ + H₂O.

2) Реакции в растворе происходят с образованием комплексных солей:

Следует отметить, что при взаимодействии соединений алюминия со щелочами в растворе получаются разные формы комплексных солей:

Na₃[Al(OH)₆] – гексагидроксоалюминат натрия;

Na[Al(H₂O)₂(OH)₄] – тетрагидроксодиакваалюминат натрия.

Форма соли зависит от концентрации щелочи.

Соединения бериллия (ВеО и Ве(ОН)₂) взаимодействуют со щелочами аналогично соединениям цинка, соединения хрома(III) и железа(III) (Cr₂O₃, Cr(OH)₃, Fe₂O₃, Fe(OH)₃) – аналогично соединениям алюминия, но оксиды этих металлов взаимодействуют со щелочами только при сплавлении.

При взаимодействии гидроксидов этих металлов со щелочами в растворе получаются комплексные соли с координационным числом 6.

Гидроксид хрома(III) легко растворяется в щелочах:

Гидроксид железа(III) имеет очень слабые амфотерные свойства, взаимодействует только с горячими концентрированными растворами щелочей:

3 Металлические бериллий, цинк и алюминий взаимодействуют с растворами щелочей, вытесняя из них водород:

Железо и хром с растворами щелочей не реагируют, образование солей возможно только при сплавлении с твердыми щелочами.

4 При рассмотрении способов разрушения гидроксокомплексов можно выделить несколько случаев.

1) При действии избытка сильной кислоты получаются две средних соли и вода:

2) При действии сильной кислоты (в недостатке) получаются средняя соль активного металла, амфотерный гидроксид и вода:

Na[Al(OH)₄] + HCl = NaCl + Al(OH)₃ + H₂O,

K₃[Cr(OH)₆] + 3HNO₃ = 3KNO₃ + Cr(OH)₃ + 3H₂O.

3) При действии слабой кислоты получаются кислая соль активного металла, амфотерный гидроксид и вода:

Na[Al(OH)₄] + H₂S = NaHS + Al(OH)₃ + H₂O,

K₃[Cr(OH)₆] + 3H₂CO₃ = 3KHCO₃ + Cr(OH)₃ + 3H₂O.

4) При действии углекислого или сернистого газа получаются кислая соль активного металла и амфотерный гидроксид:

Na[Al(OH)₄] + CO₂ = NaHCO₃ + Al(OH)₃,

K₃[Cr(OH)₆]+ 3SO₂ = 3KHSO₃ + Cr(OH)₃.

3Na[Al(OH)₄] + FeCl₃ = 3Al(OH)₃ + Fe(OH)₃ + 3NaCl,

K₃[Cr(OH)₆] + Al(NO₃)₃ = Al(OH)₃ + Cr(OH)₃ + 3KNO₃.

6) При нагревании гидроксокомплексов щелочных металлов выделяется вода:

Na[Al(OH)₄] NaAlO₂ + 2H₂O,

K₃[Cr(OH)₆] KCrO₂ + 2H₂O + 2KOH.

5 Задания для отработки умения составлять уравнения реакций образования и разрушения гидроксокомплексов.

1) Составьте уравнения четырех возможных реакций между растворами следующих соединений: гексагидроксохромат(III) калия, хлорид алюминия, сероводород, соляная кислота.

П р и м е р р е ш е н и я

а) K₃[Cr(OH)₆] + AlCl₃ = Cr(OH)₃ +Al(OH)₃ + 3KCl;

б) K₃[Cr(OH)₆] + 3H₂S = 3KHS + Cr(OH)₃ + 3H₂O;

г) K₃[Cr(OH)₆] + 3HCl (нед.) = 3KCl + Cr(OH)₃ + 3H₂O.

2) Даны водные растворы гексагидроксохромата(III) натрия, сернистого газа, бромида железа(III), гидроксида натрия.

Напишите уравнения четырех возможных реакций между ними.

3) Напишите уравнения четырех возможных реакций между растворами гексагидроксоалюмината калия, карбоната калия, угольной кислоты, хлорида хрома(III).

Источник

Характерные химические свойства солей

Содержание:

Характерные химические свойства солей: средних, кислых, оснóвных; комплексных (на примере соединений алюминия и цинка)

Соли – это сложные вещества, которые являются продуктами замещения атомов водорода в молекулах кислот атомами металлов.

Общим способом получения солей является взаимодействие оснований с кислотами:

NaOH + HCl = NaCl + H₂O (так же эту реакцию называют реакцией нейтрализации, т.к. соли не имеют среды – она нейтральна)

Общая формула солей: Me_x(Ac)_y, где

Классификация солей

(III) Приставка «ди» используется, если в молекуле основной соли с одним атомом Me связаны с гидроксильными группами.

Название средней соли = название Ac + название Me + валентность Me

Название кислой соли = «Гидро» или «Дигидро» + название Ac + название Me + валентность Me

Название основной соли = «Гидроксо-» или «Дигидроксо-» + название Ac + название Me + валентность Me

Химические свойства солей

К примеру, хлорид калия в водном растворе распадается на катионы калия и анионы хлора.

Щелочные и щелочноземельные металлы с солями реагировать не будут, так как вступают в реакцию с водой.

Например, при взаимодействии сульфата меди с железом, происходит замещение меди железом, так как железо более активный металл, чем медь и находится в электрохимическом ряду напряжений левее водорода.

CuSO4 + Fe → FeSO4 + Cu↓

При взаимодействии сульфида железа с цинком происходит тот же процесс, но в данной реакции более активным металлом является цинк. Цинк вытесняет железо из соединения, в результате происходит образование чистого железа.

FeCl3 + 3KOH → Fe(OH)3↓ + 3KCl

В представленной ниже реакции осуществляется взаимодействие между хлоридом бария и серной кислотой. Продуктами реакции являются нерастворимая соль и сильная кислота. Данная реакция является качественной на сульфаты, так как образуется сульфат бария – осадок белого цвета.

BaCl2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2HCl

Взаимодействие нитрата серебра с хлоридом калия сопровождается выпадением осадка белого цвета – хлорида серебра. Эта реакция является качественной на хлорид-ионы.

AgNO3 + KCl → AgCl↓ + KNO3

В результате данной реакции образуется средняя соль и водород. Гидросульфат калия при взаимодействии с магнием образует в качестве продуктов реакции молекулярный водород, сульфаты магния и калия.

Реакции разложения гидрокарбонатов кальция и магния являются причиной образования накипи в водонагревательных приборах.

Al(OH)₂CH₃COO → Al(OH)₂ + + CH₃COO —
Al(OH) 2+ ↔ AlOH 2+ + OH —
Al(OH) 2+ ↔ Al 3+ + OH —

IV. Комплексные соли

Данную многоступенчатую диссоциацию можно выразить суммарно в виде следующего уравнения:

Тетрагидроксоалюминат натрия распадается на алюминат натрия и воду.

Источник

Написание уравнений диссоциации комплексных солей

Решение задач по химии на свойства комплексных соединений

Задание 317
Напишите уравнения диссоциации солей К₃[Fe(CN)₆] и NH₄Fe(SO₄)₂ в водном растворе. К каждой из них прилили раствор щелочи. В каком случае выпадает осадок гидроксида железа (III)? Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций. Какие комплексные соединения называют двойными солями?
Решение:

2. При приливании к растворам данных солей раствора щёлочи выпадает осадок в случае с NH₄Fe(SO₄)₂, образуется нерастворимое основание Fe(OH)₃:

3. Двойными солями называются комплексные соединения с малоустойчивой внутренней сферой, которая в водных растворах легко разрушается, т.е. ионизирует. Например, комплексное соединение NH₄[Fe(SO₄)₂] в водных растворах диссоциирует по схеме сильного электролита:

Имеет место равновесие по схеме:

Это равновесие настолько смещено вправо, что в разбавленных растворах практически нет комплексных ионов, получим:

Задание 318
Хлорид серебра растворяется в растворах аммиака и тиосульфата натрия. Дайте этому объяснение и напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения соответствующих реакций.
Решение:
Хлорид серебра растворяется в растворах аммиака и тиосульфата натрия, потому что при этом образуются растворимые комплексные соединения:

Задание 319
Какие комплексные соединения называют двойными солями? Напишите уравнения диссоциации солей К₄[Fe(CN)₆] и (NH₄₎2Fe(SO₄)₂ в водном растворе. В каком случае выпадает осадок гидроксида железа (II). если к каждой из них прилить раствор ще-лочи? Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реакции.
Решение:

2. При приливании к растворам данных солей раствора щёлочи выпадает осадок в случае с (NH₄)₂Fe(SO₄)₂, образуется нерастворимое основание Fe(OH)₂:

3. Двойными солями называются комплексные соединения с малоустойчивой внутренней сферой, которая в водных растворах легко разрушается, т. е. ионизирует. Например, комплексное соединение (NH₄)₂[Fe(SO₄)₂] в водных растворах диссоциирует по схеме сильно-го электролита:

Имеет место равновесие по схеме:

Это равновесие настолько смещено вправо, что в разбавленных растворах практически нет комплексных ионов, получим:

Источник

Комплексные соединения

Все познается в сравнении.

Приступая к изучению вопроса о комплексных соединениях, вспомним строение атома азота и молекулы аммиака.

Азот имеет на внешнем электронном слое пять электронов – одну пару и три неспаренных (рис. 1).

Рис. 1.
Строение электронной оболочки атома азота

Аммиак: азот затрачивает эти три неспаренных электрона на образование ковалентных связей с атомами водорода – образует с водородом три общие электронные пары. Собственную неподеленную пару электронов азот использует на образование донорно-акцепторной связи, например, с протоном (рис. 2).

Рис. 2.
Образование иона аммония
(донорно-акцепторная связь)

Соединения, образование которых не связано с возникновением новых электронных пар (общая электронная пара образовалась за счет собственной электронной пары одного из партнеров), называются комплексными.

Создатель теории комплексных соединений, она называется еще координационной теорией, – шведский ученый Альфред Вернер. В начале прошлого столетия наибольший прогресс в этой области химии достигнут в нашей стране благодаря Льву Александровичу Чугаеву, который создал уникальную школу химиков-комплексников.

Рассмотрим комплексное соединение на конкретном примере: если, получив гидроксид меди, добавить к осадку раствор аммиака в воде, то осадок исчезнет, а раствор станет прозрачным и темно-синим. Это образовалось комплексное соединение. Запишем уравнения реакций:

внешняя сфера – два иона ОН – ;

комплексообразователь (центральный ион, координатор) – Cu 2+ ;

координационное число (КЧ) (число молекул или ионов, соединенных непосредственно с атомом-комплексообразователем) – 4;

лиганды (молекулы или ионы, расположенные около комплексообразователя) – (NH₃).

При написании формул комплексных солей комплекс заключается в квадратные скобки. Комплексы могут выполнять роль катионов, анионов или быть нейтральными молекулами, например:

Образование внутренней сферы комплексов происходит по донорно-акцепторному механизму. Комплексообразователь – акцептор, предоставляющий свободные орбитали. Лиганды – доноры, предоставляющие свободные пары электронов. Роль комплексообразователя обычно выполняют положительно заряженные ионы, имеющие небольшую величину ионного радиуса. Чаще всего это катионы d-элементов, хотя известны и комплексные соединения катионов s-, p- и f-элементов*.

Лигандами, как правило, являются ионы (анионы), к названию которых прибавляется гласная «о», например: ионы F – – фторо, Cl – – хлоро, I – – йодо, CN – – циано, OH – – гидроксо, CNS – – роданидо; и нейтральные молекулы: Н₂O – аква, NH₃ – амин и др.

Координационное число зависит от радиуса атома комплексообразователя и его заряда (таблица). Чем больше радиус комплексообразователя, тем большее число лигандов может соединиться с ним.

Составьте комплексные соединения, обозначьте составные части, заряды ионов.

Наиболее частые и возможные (в скобках) координационные числа
в зависимости от заряда центрального иона

Названия комплексных соединений

Формула комплексного соединения читается справа налево. Сначала называется анион (если он есть): Cl – – хлорид, ОН – – гидроксид, SO₄ – сульфат и т.д. Название комплексного катиона записывают в одно слово, число лигандов указывают греческими числительными: 1 – моно, 2 – ди, 3 – три, 4 – тетра, 5 – пента, 6 – гекса. Отрицательные лиганды (анионы) внутренней сферы в названии приобретают суффикс «о» (см. выше), затем перечисляют нейтральные лиганды, называют центральный атом и римской цифрой обозначают его степень окисления.

В комплексных анионах добавляется суффикс «ат» к названию комплексообразователя. После обозначения состава внутренней сферы называют внешнесферные катионы (если такие имеются).

Дайте названия в каждом конкретном примере.

(Ответ. Хлорид гексаакваалюминия.)

(Ответ. Гексахлороплатинат(IV) калия.)

(Ответ. Тетрагидроксоцинкат натрия.)

(Ответ. Гидроксид тетраамминмеди(II).)

(Ответ. Хлорид аммония.)

(Ответ. Хлорид диамминсеребра(I).)

(Ответ. Дигидрат октацианомолибдата(IV) калия.)

Свойства комплексных соединений

Свойства КС определяются их составом и строением. В воде они диссоциируют на внешнюю сферу и комплексный ион:

Важнейшим свойством комплексов в растворах является их устойчивость. Количественно она характеризуется константой устойчивости. Внутренняя сфера комплекса в незначительной степени подвергается электролитической диссоциации, распадаясь на комплексообразователь и лиганды, например:

Отношение концентрации недиссоциированного комплекса к произведению концентраций комплексообразователя и лигандов называется константой устойчивости, а обратная ей величина – константой нестойкости:

Чем больше константа устойчивости и чем меньше константа нестойкости, тем прочнее комплекс.

Комплексные соли могут вступать в реакции обмена и в реакции замещения, например:

2CuSO₄ + K₄[Fe(CN)₆] = Cu₂[Fe(CN)₆] + 2K₂SO₄,

а также в окислительно-восстановительные реакции:

Таким образом, комплексные соли в растворах ведут себя так же, как и соли простые.

Объяснение амфотерности гидроксидов
с точки зрения химии комплексных соединений

Согласно протолитической теории амфотерные соединения способны быть как донорами, так и акцепторами протона. Типичным примером амфотерного соединения может служить вода:

Из гидроксидов наиболее ярко выражены амфотерные свойства у гидроксида галлия Ga(OH)₃, для которого константы диссоциации в водном растворе по кислотному и основному типу почти равны.

Исследование влияния концентрации ионов Н + в растворе на свойства различных гидроксидов показало, что амфотерность обусловлена устойчивостью гидроксокомплекса данного металла. Приведем пример – гидроксид цинка растворяется в кислотах и щелочах:

или в ионной форме:

В водном растворе свободные ионы не могут существовать, они находятся в виде гидратов. Энергия гидратации велика, и при этом образуются аквакомплексы постоянного состава. Число молекул воды обычно равно координационному числу. Аквакомплексы ведут себя как кислоты. Например, в водном растворе какой-либо соли цинка его аквакомплекс диссоциирует:

В ряду аква-, аквагидроксо- и гидрокомплексов цинка (цинк проявляет координационное число 4, а лигандами являются молекулы воды или ионы ОН – ):

[Zn(Н₂О)₄] 2+ [Zn(Н₂О)₃ОН] + [Zn(Н₂О)₂(ОН)₂] L [Zn(Н₂О)(ОН)₃] – [Zn(OH)₄] 2–

каждый последующий член ряда по составу отличается от предыдущего на один протон. При переходе каждого предыдущего члена в последующий первый ведет себя как кислота. Обратный переход связан с притяжением протона, а следовательно, с проявлением соединением основных свойств. Равновесие взаимоперехода одних комплексов в другие в указанном ряду смещено вправо в щелочной среде и влево – в кислой.

Рассмотрим образование аналогичных комплексов у алюминия. При растворении алюминия в кислоте (в сильнокислой среде) получается катион в виде аквакомплекса:

2Al + 6Н + + 6Н₂О = 2[Аl(Н₂О)₆] 3+ + 3Н₂,

При постепенном прибавлении раствора щелочи происходит замена молекул воды в комплексе на гидроксильные группы (переход от аквакомплексов к гидроксокомплексам):

[Al(Н₂О)₄(ОН)₂] + + ОН – = [Al(Н₂О)₃(ОН)₃] + Н₂О.

Нейтральный гидроксид не растворяется в воде и выпадает в осадок.

При дальнейшем прибавлении раствора щелочи снова образуются ионы, но уже не катионы, а анионы, и осадок растворяется:

Получение комплексных солей

Комплексные соли получаются в результате реакций соединения, обмена, окислительно-восстановительных реакций, а также при электролизе.

Применение комплексных соединений

• Гальванические покрытия – защита одного металла другим. Например, медное покрытие крепко соединяется с железом, если использовать в процессе комплексные соединения.

• Электролитическое получение металлов. Например, алюминий в расплаве криолита образует комплекс Nа₃[AlF₆]. Из расплавов соединений комплексных солей получают такие металлы, как Nb, Tl, Th, Mg.

• Защита металлов от коррозии. Ингибиторы – комплексные соли, где лигандами выступают и органические вещества.

• Аналитическая химия. Многие индикаторы, реактивы, которые помогают распознать вещества, ионы и даже заряды ионов, – комплексные соединения. Катион Fe 2+ можно распознать в реакции с гексацианоферратом(III) калия:

Образуется синий осадок (турнбулева синь).

Катион Fe 3+ можно распознать гексацианоферратом(II) калия:

Образуется темно-синий осадок (берлинская лазурь).

• Получение металлов. Например золота: золотой песок растворяется в растворе цианида натрия (NaCN) в присутствии кислорода и воды, потому что образуется очень устойчивое комплексное соединение золота:

Из полученного комплекса золото вытесняют цинком:

Важнейшие органические соединения – гемоглобин и хлорофилл – тоже соединения комплексные (схему строения данных соединений можно посмотреть в книге Л.А.Николаева «Металлы в живых организмах» и др.) (рис. 3).

Рис. 3.
Порфириновое кольцо с ионом металла в центре.
Это основа и гемоглобина, и хлорофилла
(в зависимости от заместителей и иона металла)

Синтез многих лекарственных препаратов, витаминов, биодобавок и многих других веществ связан с комплексными соединениями.

Л и т е р а т у р а

Гузей Л.С., Суровцева Р.П. Учебник. Химия. 10 класс. М.: Дрофа, 2002; Николаев Л.А. Металлы в живых организмах. М.: Просвещение, 1983; Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, Ленингр. отд-ние, 1987; Хомченко Г.П. Неорганическая химия. М.: Высшая школа, 1978; Гликина Ф.Б., Ключников Н.Г. Химия комплексных соединений. М.: Просвещение, 1982; Кукушкин Ю.Н. Соединения высшего порядка. Л.: Химия. Ленингр. отд-ние, 1991.

Источник

• ← коды на гта зимнюю
• транзит это в астрологии что значит →