Качественные реакции анионов

Качественные реакции катионов и анионов

Качественные реакции анионов

Окислительно-восстановительные реакции - это реакции, которые идут с изменением степеней окисления элементов. Степень окисления- это условный заряд атома в молекуле, где все полярные связи считаются ионными. Окисление - это процесс отдачи электронов. Восстановление - это процесс присоединения электронов. Окислитель - это атом, молекула или ион, который берет электроны. Восстановитель - это атом, молекула или ион, который даёт электроны. Активные металлыотносительно легко отдают электроны и являются восстановителями. Активные неметаллылегко присоединяют электроны и являются окислителями. Элемент в своей высшей степени окисления, когда уже отданы все валентные электроны, может быть только окислителем. Элемент в своей низшей степени окисления, заполнив все свои орбитали, может быть только восстановителем. В промежуточных степенях окисления элементможет иметь и окислительные и восстановительные свойства. Окислители, принимая электроны, переходят в восстановленную форму: F2 [ок.] + 2ē ® 2F- [вост.] Восстановители, отдавая электроны, переходят в окисленную форму: Na0 [вост.] - 1ē ® Na+ [ок.] Таким образом, как окислители, так и восстановители существуют в окисленной и восстановленной формах. При этом для окислителей более характерен переход из окисленной формы в восстановленную форму, а для восстановителей характерен переход из восстановленной в окисленную форму.

Равновесие между окисленной и восстановленной формами характеризуется с помощью уравнения Нернста для окислительно-восстановительного потенциала: E = E о + lg где Е о - стандартное значение окислительно-восстановительного (электродного) потенциала; Е о = Е, если [восст] = [ок] = 1 моль/л; n - число переданных электронов, [восст] и [ок] - молярные концентрации соединения в восстановленной и окисленной формах соответственно. Величины стандартных электродных потенциалов Е о приведены в таблицах и характеризуют окислительные и восстановительные свойства соединений: чем положительнее величина Е о, тем сильнее окислительные свойства, и чем отрицательнее значение Е о, тем сильнее восстановительные свойства. Например, для F2 + 2ē D 2F- Е о = 2,87 вольт (F2 - сильный окислитель), а для Na+ + 1ē D Na0 Е о = -2,71 вольт (Na - сильный восстановитель) Процесс всегда записывается для реакций восстановления. Метод электронно-ионного баланса KMnO4 + H2SO4 + NaNO2 → MnSO4 + NaNO3 + K2SO4 + H2O ок.MnO4- + 8H+ + 5ē → Mn2+ + 4H2O ´ 2 в.NO2- + H2O - 2ē → NO3- + 2H+ ´ 5 2KMnO4 + 3H2SO4 + 5NaNO2 → 2MnSO4 + 5NaNO3 + + 1K2SO4 + 5H2O Na[Cr(OH)4] + NaOH + H2O2 → Na2CrO4 + H2O в. Cr(OH)4- + 4OH- - 3ē → CrO42- + 4H2O ´ 2 ок. H2O2 + 2ē → 2OH- ´ 3 2Na[Cr(OH)4] + 2NaOH + 3H2O2 → Na2CrO4 + 4H2O

Влияние среды на электродные потенциалы Окислительно-восстановительные свойства соединений зависят от характера среды. Например, окислительный потенциал KMnO4 уменьшается при переходе от кислой к нейтральной и щелочной среде: в кислой среде MnO4- + 5`e ® Mn+ Е0 = +1,51 в в нейтральной среде: MnO4- + 3e ® MnO2 Е0 =+0,60 в в щелочной среде: MnO4- + `e ® MnO4-2 Е0 = +0,56 в Соединения хрома (VI) являются сильными окислителями в кислой среде (Е0 = +1,33 в), восстанавливаясь в Cr+3, а соединения хрома (III) в щелочной среде проявляют восстановительную способность (Е0 = -0,13 в), окисляясь в соединения хрома (VI). Э.д.с. реакции Окислительно-восстановительная реакция представляет собой совокупность двух полуреакций, окисления и восстановления, и характеризуется электродвижущей силой (э.д.с.) D Е o: D Е o = Е oок - Е oвосст, где Е oок и Е oвосст - стандартные потенциалы окислителя и восстановителя для данной реакции. Связь э.д.с. реакции D Е с D G и К Э.д.с. реакции D Е связана с изменением энергии D G D G o = -n F D Е o или D Е o = -(1 /n F)D G o Э.д.с. реакции D Е связана с константой равновесия К: D Е = (0,059/n)lg K и К = 10nD Е /0,059

Для самопроизвольного протекания реакции должно выполняться соотношения: D G <0 или К >>1, которым соответствует условие D Е о>0. Поэтому для определения возможности протекания данной окислительно-восстановительной реакции необходимо вычислить значение D Е о. Если D Е о>0, реакция идет. Если D Е о<0, реакция не идет Задача. Определить возможность протекания реакции: 2KMnO4 + 16HCl ® 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O. Решение. Окислителем является перманганат-ион MnO4-, переходящий в Mn2+, а восстановителем - хлорид-ион, переходящий в газообразный хлор Cl2. Определяем по таблице их потенциалы: Е о(MnO4-/Mn2+) = 1,51 В и Е о(Cl2/2Cl-) = 1,36 В. Имеем D Е о = Е о ок - Е овосст = 1,51 - 1,36 = 0,15 в > 0. Реакция возможна, так как D Е о > 0.

Координационные соединения Координационные (комплексные) соединения - это соединения с донорно-акцепторной связью. Координационные соединения состоят из ионов внутренней и внешней сфер. Ионы внутренней сферы состоят из комплексообразователя и лигандов. Число лигандов во внутренней сфере комплекса называется координационным числом. Дентатность лиганда- это число связей, которыми данный лиганд соединен с комплексообразователем. Комплексы: K3[Fe(CN)6], [Ag(NH3)2]OH и др. Комплексообразователи: Ag+, Cu2+, Hg2+, Ni2+, Fe3+ и др. Лиганды: молекулы H2O, NH3 и анионы СN-, Cl-, OH- и др. Координационные числа: 4 или 6, реже 2, 3 и др. Состав координационных соединений Для K3[Fe(CN)6] имеем: • Ионы внешней сферы - 3К+ • Ион внутренней сферы - [Fe(CN)6]3- • Комплексообразователь - Fe3+ • Лиганды - 6CN-, их дентатность - 1 • Координационное число – 6 Для [Ag(NH3)2]OH имеем: • Ион внешней сферы - OH- • Ион внутренней сферы - [Ag(NH3)2]+ • Комплексообразователь - Ag+ • Лиганды - 2NH3, их дентатность - 1 • Координационное число - 2	Номенклатура Назвать сначала анион (в именительном падеже), затем катион (в родительном падеже). Названия некоторых лигандов: NH3 - аммин, H2O - акво, CN- - циано, Cl- - хлоро, OH- - гидроксо. Названия координационных чисел: 2 - ди, 3 - три, 4 - тетра, 5 - пента, 6 - гекса. Указать степень окисления комплексообразователя. • [Ag(NH3)2]Cl - хлорид диамминсеребра(I) • [Cu(NH3)4]SO4 - сульфат тетрамминмеди(II) • K3[Fe(CN)6] - гексацианоферрат(III) калия • K2[PtCl4] - тетрахлороплатинат(II) калия • [PtCl4(NH3)2] -диамминтетрахлороплатина(IV) Химическая связь Согласно теории валентных связей лиганды связаны с центральным атомом донорно-акцепторной связью. Центральный атом является акцептором, а лиганды - донорами. При необходимости допускается использование внешних орбиталей соответствующей симметрии. Например, использование 4 d -АО для комплексов 3 d -металлов. Теория валентных связей предполагает гибридизацию орбиталей центрального атома. Расположение образующихся при этом гибридных орбиталей определяет геометрию комплексов.	Диамагнитный комплексный ион Fe(CN)64- Цианид ион СN- является донором ­¯ СºN-. Ион железа Fe2+ - акцептор - имеет формулу 3 d 64 s 04 p 0. C учетом диамагнитности комплекса (все электроны спарены) и координационного числа (нужны 6 свободных орбиталей) имеем d 2 sp 3-гибридизацию. Комплекс Fe(CN)64- диамагнитный, низкоспиновый, внутриорбитальный, стабильный (не используются внешние электроны), октаэдрический (d 2 sp 3-гибридизация). Парамагнитный комплексный ион FeF63- Фторид ион - донор. Ион железа Fe3+ - акцептор - имеет формулу 3 d 54 s 04 p 0. C учетом парамагнитности комплекса (электроны распарены) и координационного числа (нужны 6 свободных орбиталей) имеем sp 3 d 2-гибридизацию: Комплекс парамагнитный, высокоспиновый, внешнеорбитальный, нестабильный (использованы внешние 4 d -орбитали), октаэдрический (sp 3 d 2-гибридизация). Диссоциация координационных соединений Координационные соединения в растворе полностью диссоциируют на ионы внутренней и внешней сфер. [Ag(NH3)2]NO3 ⇄ Ag(NH3)2+ + NO3- α = 1 Ионы внутренней сферы, то есть, комплексные ионы, диссоциируют на ионы металла и лиганды как слабые электролиты, по ступеням.	I ступень: Ag(NH3)2+ ⇄ Ag(NH3)+ + NH3 α << 1 II ступень: Ag(NH3)+ ⇄ Ag+ + NH3 α << 1 Суммарно: Ag(NH3)2+ ⇄ Ag+ + 2NH3 α << 1 Константы диссоциации комплексов – это константы нестойкости Константы нестойкости I ступень: Ag(NH3)2+ ⇄ Ag(NH3)+ + NH3 K 1 = = 1,2´10-4 II ступень: Ag(NH3)+ ⇄ Ag+ + NH3 K 2 = = 4,8´10-4 суммарно: Ag(NH3)2+ ⇄ Ag+ + 2NH3 K 1-2 = K 1× K 2 = 5,8´10-8 К 1, К 2, K 1-2 называют константами нестойкости. Константы нестойкости приводятся в таблицах и характеризуют диссоциацию комплексов: чем меньше константа нестойкости, тем меньше диссоциирует комплекс, тем он устойчивее. Задача. Вычислите концентрацию ионов Fe3+ в 0,2М растворе K3[FeF6], в котором [F-] = 0,1M, если К 1-6 комплексного иона равна 8×10-17. Решение. Уравнения диссоциации комплекса: K3[FeF6] ⇄ 3K+ + FeF63- α = 1 FeF63- ⇄ Fe3+ + 6F- α << 1 K 1-6 = = = 8×10-17 x = [Fe3+] = 1,6×10-11 M
Основные классы неорганических соединений Оксиды - сложные вещества, состоящие из атомов кислорода в степени окисления -2 и атомов другого элемента Не являются оксидами Н2О2 – пероксид водорода OF2 – фторид кислорода КO2 – cупероксид калия Номенклатура оксидов Fe2O3 - оксид железа(III), Cl2O- оксид хлора(I). Получение оксидов Горение простых веществ: C + O2 = CO2 2Ca + O2 = 2CaO Горение (обжиг) сложных веществ: CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O 4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2 Разложение сложных веществ: CaCO3 → CaO + CO2 2Fe(OH)3 → Fe2O3 + 3H2O Химические свойства основных оксидов Основные оксиды (Na2O, CaO, CuO) реагируют: с водой CaO + H2O = Ca(OH)2 (IА и IIА, кр. Be, Mg) CuO + H2O ¹ с кислотными оксидами СaO + CO2 = CaCO3 с кислотами CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O	Химические свойства кислотных оксидов Кислотные оксиды (CO2, P2O5, CrO3) реагируют: c водой(кроме SiO2) SO2 + H2O = H2SO3 SiO2 + H2O ¹ с основными оксидами SO2 + CaO = CaSO3 с основаниями SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O Химические свойства амфотерных оксидов Амфотерные оксиды (ZnO, Al2O3, Cr2O3, BeO) не реагируют с водой ZnO + H2O ¹ реагируют с кислотами ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O реагируют с щелочами при нагревании или сплавлении ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2O в разбавленных растворах ZnO + 2NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4] Основания - сложные вещества, состоящие из атомов металла и гидроксильных групп; Основания - электролиты, образующие при диссоциации в качестве анионов только гидроксид ионы Номенклатура: NaOH - гидроксид натрия Fe(OH)3 - гидроксид железа(III) Классификация оснований растворимые (щелочи) NaOH, KOH. Нерастворимые Fe(OH)2, Mg(OH)2, Ni(OH)2, Сr(OH)2 амфотерные Zn(OH)2, Al(OH)3, Be(OH)2, Cr(OH)3 однокислотные NaOH, KOH двухкислотные Ba(OH)2, Zn(OH)2, трехкислотные Al(OH)3, Cr(OH)3,	Получение оснований Получение щелочей: 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 Na2O + 2H2O = 2NaOH NaH + H2O = NaOH + H2 Получение нерастворимых и амфотерных оснований: FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2¯ + Na2SO4 AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3¯ + 3NaCl Свойства щелочей NaOH + HCl = NaCl + H2O 2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O 2NaOH + Zn(OH)2 = Na2[Zn(OH)4] 2NaOH + Al2O3-(t)-> 2NaAlO2 + H2O 2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2¯ + Na2SO4 2NaOH + Zn + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2 2NaOH + 2Al + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2 2NaOH + Si + H2O = Na2SiO3 + 2H2 2NaOH + Cl2 = NaCl + NaClO + H2O (20 оС) 6NaOH + 3Cl2 = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O (100 оС) Свойства нерастворимых и амфотерных оснований Свойства нерастворимых оснований: Fe(OH)2 + H2SO4 = FeSO4 + 2H2O Fe(OH)2 -(t)-> FeO + H2O Свойства амфотерных оснований: Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4]) 2Al(OH)3 -(t)-> Al2O3 + 3H2O	Кислоты - сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка; кислоты - электролиты, образующие при диссоциации в качестве катионов только катионы водорода. Классификация кислот. одноосновные HCl двухосновные H2S трехосновные H3PO4 кислородосодержащие HNO3 бескислородные HСl Получение кислот CO2 + H2O = H2CO3 (кроме SiO2) Na2SiO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2SiO3¯ H2 + Cl2 = 2HCl Химические свойства кислот Fe + 2HCl = FeCl2 + H2 (Fe в ряду напр. до Н) Cu + HCl ¹ (Cu в ряду напр. после Н) 2HCl + CuO = CuCl2 + H2O 2HCl + Cu(OH)2 = CuCl2 + 2H2O 2HCl + ZnO = ZnCl2 + H2O 3HCl + Al(OH)3 = AlCl3 + 3H2O 2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + H2O + CO2­ HCl + AgNO3 = AgCl¯ + HNO3 HCl + NaNO3 ¹ Соли - сложные вещества, состоящие из атомов металла и кислотного остатка. Соли - электролиты, образующие при диссоциации катионы металла или аммония и анионы кислотного остатка.
Классификация солей средние MgCl2, Na3PO4 кислые Na2HPO4, Ca(H2PO4)2 основные MgOHCl, (Al(OH)2)2SO4 смешанные NaCl×NaF, CaBrCl двойные KMgF3, KAl(SO4)2 комплексные Na2[Zn(OH)4], K3[Al(OH)6] кристаллогидраты СuSO4´5H2O Получение солей Cu + 2H2SO4 конц. = CuSO4 + SO2 + 2H2O Cu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2Ag CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O CuO + SO3 = CuSO4 Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O CuCO3 + H2SO4 = CuSO4 + H2O + CO2 CuCl2 + Ag2SO4 = CuSO4 + 2AgCl¯ Химические свойства солей CuSO4 + Fe = Cu + FeSO4 (Fe до Cu в ряду напряжений) Pb + ZnCl2 ¹ (Pb после Zn в ряду напряжений) CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2¯ + Na2SO (образуется осадок) CuSO4 + H2S = CuS¯ + H2SO4 (образуется осадок) CuSO4 + BaCl2 = BaSO4¯ + CuCl2 (образуется осадок)	Разложение солей при нагревании Ca(HCO3)2 → CaCO3¯ + H2O + CO2 (при 100 oC) CaCO3 → CaO + CO2 (при 1000 oC) 2NaNO3 → 2NaNO2 + O2 (до Mg в ряду напряжений) 2Pb(NO3)2 → 2PbO + 4NO2 + O2 (от Mg до Cu в ряду напр.) 2AgNO3 → 2Ag + 2NO2 + O2 (после Cu в ряду напр.) NH4Cl → NH3 + HCl NH4NO3 → N2O + 2H2O (ОВР) NH4NO2 → N2 + 2H2O (ОВР) (NH4)2Cr2O7 → N2 + Cr2O3 + 4H2O (реакция “вулкан”) 4KClO3 → KCl + 3KClO4 (при 400 oC) 2KClO3 → 2KCl + 3O2 (в присутствии MnO2) 2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2 Какой объем 2н раствора KOH можно приготовить из 140 мл 30% раствора KOH(r=1,3 г/мл)? Решение: с э 1(KOH) m 1/(M э(КОН)× V 1(KOH)) для раствора 1 w 2(KOH) = m 2/(r2(KOH)× V 2(KOH)) для раствора 2 Имеем m 1 = m 2 или с э× M э(КОН)× V 1 = w 2×r2× V 2 Отсюда V 1 = (w 2×r2× V 2)/(с э 1× M э(КОН)) = (0.3×1,3×140)/(2×56) = 0,4875 л	Химия элементов IA группы щелочные металлыLi, Na, K, Rb, Cs, Fr. Атомы этих элементов имеют электронную формулу n s 1. Они являются сильными восстановителями. Их активность растет от лития к цезию. Для них характерна степень окисления +1. В природе щелочные металлы находятся в виде хлоридов, сульфатов, карбонатов, силикатов и т.д. Получение и свойства щелочных металлов Получение 2NaCl → 2Na + Cl2 (электролиз расплава) горение в кислороде 4Li + O2 → 2Li2O (оксид лития) 2Na + O2 → Na2O2 (пероксид натрия) K + O2 → KO2 (супероксид калия) реакции с другими неметаллами 2Na+ Cl2 = NaCl 2Na + H2 = 2NaH 2K + S = K2S 6Li + N2 = 2Li3N реакции с водой и разбавленными кислотами 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2­ 2Na + 2HCl = 2NaCl + H2­ Получение и химические свойства оксидов щелочных металлов Оксиды щелочных металлов являются активными основными оксидами 4Li + O2 –(t)->2Li2O Na2O2 + 2Na –(t)->2Na2O Na2O + H2O = 2NaOH Na2O + CO2 = Na2CO3 Na2O(тв) + Al2O3(тв) –(t)->2NaAlO2 Na2O + 2HCl = 2NaCl + H2O	Получение и химические свойства гидроксидов щелочных металлов Гидроксиды щелочных металлов - это растворимые основания, щелочи NaOH ® Na+ + OH- (α»1) 2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O 2NaOH + Zn + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2 2NaOH + ZnO Na2ZnO2 + H2O NaOH + Al(OH)3 = Na[Al(OH)4] 3NaOH + FeCl3 = Fe(OH)3¯ + 3NaCl Получение и химические свойства соединений щелочных металлов Гидриды щелочных металлов – восстановители NaH + H2O = NaOH + H2 NaH + HCl = NaCl + H2 Пероксиды и супероксиды - окислители Na2O2 + 2H2O = 2NaOH + H2O2 Na2O2 + 2HCl = 2NaCl + H2O2 2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2 Na2O2 + 2KI + 2H2SO4 = Na2SO4 + I2 + K2SO4 + 2H2O 2KO2 + 2H2O = 2KOH + H2O2 + O2 Соли щелочных металлов Na2CO3 + H2O ⇄ NaHCO3 + NaOH 2Na+ + CO32- + H2O ⇄ HCO3- + OH- + 2Na+ CO32- + H2O ⇄ HCO3- + OH-