Материал: 3755
27
K H |
[Ag ][NH |
3 |
]2 |
. |
|
|
|
||||
[Ag(NH3 )2 |
] |
||||
|
|
||||
Назовите указанное в Вашем варианте комплексное соединение. Вычислите степень окисления и координационное число центрального атома – комплексообразователя. Напишите уравнение реакции диссоциации комплексного соединения как сильного электролита, затем – как слабого электролита. Составьте суммарное выражение для константы нестойкости комплексного иона.
8.1. [Co(NH3)5Cl]Cl |
8.10. [Hg(NH3)4]Cl2 |
8.19. [Co(NH3)5NO3]SO4 |
8.2. [Cr(H2O)6]Cl3 |
8.11. [Cd(NH3)4]SO4 |
8.20. [Pt(NH3)2Cl4] |
8.3. K[AuCl4] |
8.12. H[FeCl4] |
8.21. [Co(NH3)5SO4]Br |
8.4. (NH4)2[Co(NCS)4] |
8.13. K[Cr(OH)4] |
8.22. [Cu(NH3)4]SO4 |
8.5. Na2[Zn(OH)4] |
8.14. H3[SbCl6] |
8.23. [Pt(NH3)5OH]Br3 |
8.6. K[BiJ4] |
8.15. (NH4)2[Cu(NCS)4] |
8.24. K[Au(CN)2Cl2] |
8.7. K2[Cd(NO2)4] |
8.16. [Co(NH3)4](OH)3 |
8.25. K2[PtCl2(NO2)4] |
8.8. K[AgCl2] |
8.17. [Pb(NH3)]4Cl2]Br2 |
|
8.9. H2[SnCl6] |
8.18. K[Pt(NH3)Cl3] |
|
Тема 9. Смещение химического равновесия
В соответствии с принципом Ле-Шателье смещение химического равновесия в растворах возможно при изменении концентрации и температуры. Так, реакции гидролиза усиливаются при разбавлении раствора соли и нагревании; диссоциация слабой кислоты подавляется в присутствии сильного электролита, содержащего одноименный ион; комплексный ион разрушается, если его лиганды связываются в более слабый или малорастворимый электролит; малорастворимый электролит растворяется, если при действии реагента один из его ионов образует слабый электролит и т.п.
Пример 1. Как сместить равновесие вправо в системе
HCN = H+ + CN-.
Смесить равновесие вправо, то есть усилить диссоциацию слабой кислоты можно, связав ион водорода щелочью в еще более слабый электролит – воду.
H+ + OH- = H2O.
28
Пример 2. Как подавить гидролиз (то есть смесить равновесие влево) в реакции
Sn2+ + 2H2O = Sn(OH)2↓ + 2HCl.
Добавив ионы водорода (то есть кислоту), увеличим концентрацию продукта реакции, тем самым смесим равновесие влево.
Пример 3. Как смесить равновесие вправо в системе
[Ag(NH3)2]+ = Ag+ + 2NH3.
В данном случае из равновесия можно вывести ион серебра, связав его в малорастворимое соединение, например AgJ. Кроме того, аммиак можно связать в слабый электролит – NH4+ действием кислоты.
а) [Ag(NH3)2]+ + J- → AgJ↓ + 2NH3,
б) [Ag(NH3)2]+ + 2H+ → Ag++ 2NH4+.
Как сместить равновесие в равновесных системах
9.1. Сr3+ + 2H2O = CrO2- + 4H+. |
9.14. ZnO22- + 4H+ = Zn2+ + 2H2O. |
9.2. HCOOH = HCOO- + H+. |
9.15. CaSO3↓ = Ca2+ + SO32-. |
9.3. Cu2+ + 4NH3 = [Cu(NH3)4]2+. |
9.16. CH3COOH = CH3COO- + H+. |
9.4. [Al(OH)4] = Al3+ + 4OH-. |
9.17. NH4OH = NH4+ + OH-. |
9.5. FeCl3 + 3H3O = Fe(OH)3↓ + 3HCl. |
9.18. [Zn(OH)4]2- = Zn2+ + 4OH-. |
9.6. PbJ2↓ = Pb2+ + 2J- + ΔH. |
9.19. 2CrO42- + 2H+ = Cr2O72- + H2O. |
9.7. BiCl3 + 2H2O = Bi(OH)2Cl↓ + 2HCl. |
9.20. MgCO3↓ = Mg2+ + CO32-. |
9.8. CaCO3↓ = Ca2+ + CO32-. |
9.21. Al(OH)3↓ = Al3+ + 3OH-. |
9.10. Zn(OH)2↓ = Zn2+ + 2OH-. |
9.22. K2S + 2H2O = 2KOH + H2S↑. |
9.11. Sb3+ + 3H2O = Sb(OH)3 + 3H+. |
9.23. Co2+ + 6NCS- = [Co(NCS)6]4-. |
9.12. PbCl2↓ = Pb2+ + 2Cl- + ΔH. |
9.24. [Pb(OH)3]- = Pb2+ + 3OH-. |
9.13. [Co(NH3)4]2+ = Co2+ + 4NH3. |
9.25. Mg(OH)2↓ = Mg2+ + 2OH-. |
Тема 10. Окислительно-восстановительные реакции в растворах
Окислительно-восстановительные реакции в растворах сопровождаются переходом электронов от одних молекул или ионов к другим, что приводит к изменению степени окисления атомов, между которыми происходит такой переход. В окислительно-восстановительном процессе принимают участие две пары сопряженных окислителей и восстановителей. Для определения
29
направления реакции используют значения электродных потенциалов взаимодействующих редокс-пар. В качестве окислителя в реакции всегда будет выступать окислитель той пары, стандартный потенциал (Е0) которой больше, а в качестве восстановителя – восстановитель той пары, потенциал которой меньше. Реакция должна самопроизвольно пойти в том направлении, для которого разность потенциалов Е0 положительна.
Пример. Будет ли FeCl3 окислять KJ в стандартных условиях? Решение. По справочным таблицам (Приложение 3) находим
необходимые полуреакции и соответствующие им значения Е0.
Fe3+ + ē = Fe2+ |
E0 = 1,51 |
В |
J2 + 2ē = 2J- |
Е0 = 0,54 |
В. |
Так как стандартный потенциал пары железа больше Е0 пары иода, следовательно, ион Fe3+ является более сильным окислителем, чем J2. Очевидно, уравнение реакции будет следующим:
2FeCl3 + 2KJ = 2FeCl2 + J2 + 2KCl.
Проверим это предположение с помощью расчета электродвижущей
силы:
Е = Е0 Fe3 / Fe2 |
E0 J2 / 2J = 0,77 – 0,54 = 0,23 В. |
Положительное значение |
Е свидетельствует о возможности |
окисления иодид-ионов ионами Fe3+ в стандартных условиях.
В нижеследующих заданиях определите окислитель и восстановитель, уравняйте окислительно-восстановительную реакцию и рассчитайте ее электродвижущую силу.
10.1.CrCl3 + H2O2 + KOH = K2CrO4 + KCl + H2O.
10.2.Al + KNO2 + KOH = K3AlO3 + NH3 + H2O.
10.3.MnO2 + KClO3 + KOH = K2MnO4 + KCl + H2O.
10.4.CrCl3 + KMnO4 + H2O = H2CrO4 + MnO2 + KCl + HCl.
10.5.Zn + KClO3 + H2SO4 = ZnSO4 + KCl + H2O.
10.6.Mn(NO3)2 + NaBiO3 + HNO3 = HMnO4 + Bi(NO3)3 + NaNO3 + H2O. 10.7. Na2SO3 + KMnO4 + H2O = Na2SO4 + MnO2 + KOH.
10.8 KMnO4 + KJ + H2SO4 = MnSO4 + KJO3 + H2O.
10.9.CuS + HNO3 = Cu(NO3)2 + S + NO + H2O.
10.10.KMnO4 + H2O2 + H2SO4 = MnSO4 + O2 + K2SO4 + H2O.
30
10.11.KBrO3 + KBr + HCl = Br2 + KCl + H2O.
10.12.Bi(OH)3 + Na2SnO2 = Na2SnO3 + Bi + H2O.
10.13.Cu + HNO3 = Cu(NO3)2 + NO + H2O.
10.14.Zn + HNO3 = NH4NO3 + Zn(NO3)2.
10.15.KMnO4 + FeCl2 + HCl = MnCl2 + FeCl3 + KCl + H2O.
10.16.K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + S + K2SO4 + H2O.
10.17.KMnO4 + NaNO2 + H2SO4 = MnSO4 + NaNO3 + K2SO4 + H2O.
10.18.NaBr + MnO2 + H2SO4 = Br2 + MnSO4 + Na2SO4 + H2O.
10.19.Zn + KNO2 + KOH = K2ZnO2 + NH3 + H2O.
10.20.FeSO4 + HNO3 + H2SO4 = Fe2(SO4)3 + NO + H2O.
10.21.K2Cr2O7 + KJ + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + J2 + K2SO4 + H2O.
10.22.KJO3 + KJ + HCl = J2 + KCl + H2O.
10.23.KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 = MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O.
10.24.FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 = Fe2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O.
10.25.KJ + H2O2 + HCl = J2 + KCl + H2O.
31
ВОПРОСЫ К ЭКЗАМЕНУ
1.Основные стехиометрические законы химии: закон постоянства состава, закон сохранения массы веществ, закон эквивалентов.
2.Важнейшие классы и номенклатура неорганических веществ. Приведите примеры оксокислот и их средних солей.
3.Основные сведения о строении атома. Приведите пример строения электронной оболочки одного из атомов.
4.В чем заключается сущность Периодического закона Д.И. Менделеева?
5.Как изменяется свойства химических элементов в периодах и рядах Периодической системы Д.И. Менделеева?
6.Типы химической связи. Приведите примеры соединений с ковалентной и ионной связью.
7.Скорость химической реакции. От каких факторов зависит скорость химических реакций?
8.Понятие об энтропии, энтальпии, свободной энергии Гиббса.
9.Влияние концентрации на скорость химической реакции. Закон действующих масс.
10.Необратимые и обратимые реакции. Химическое равновесие. Константа химического равновесия. Смещения химического равновесия.
11.Растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации. Кислоты, основания и соли с позиции теории Аррениуса и Бренстеда-Лоури.
12.Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации.
13.Диссоциация воды. Водородный показатель. Шкала рН водных растворов.
14.Сильные и слабые кислоты и основания. Константы кислотности и основности. Приведите примеры сильных и слабых кислот и оснований.
15.Расчет рН сильных и слабых кислот и оснований.
16.Гидролиз солей. Определение рН растворов гидролизирующихся солей. Усиление и подавление гидролиза.
17.Малорастворимые электролиты. Правило произведения растворимости. Растворимость малорастворимых электролитов.
18.Окислительно-восстановительные реакции. Определение окислителя и восстановителя. Способы уравнивания. Стандартные окислительновосстановительные потенциалы. Определение направления реакции.
19.Комплексные соединения. Строение с позиций теории Вернера. Классификация, номенклатуры. Константа нестойкости.