Федеральное агентство по образований Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования УФИМСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ АВИАЦИОННЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ

ПРАКТИКУМ ПО ХИМИИ ДЛЯ СТУДЕНТОВ ЗАОЧНОГО ОБУЧЕНИЯ к контрольной работе по курсу «X И М И Я»

Федеральное агентство по образованию Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования УФИМСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ АВИАЦИОННЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ

Кафедра общей химии

ПРАКТИКУМ ПО ХИМИИ ДЛЯ СТУДЕНТОВ ЗАОЧНОГО ОБУЧЕНИЯ к контрольной работе по курсу "Химия"

Составители: Н.А. Амирханова, Л.С. Беляева, P.P. Невьянцева, Р.С. Исламова

УДК 54 (07) ББК 24 (Я7)

Практикум по химии для студентов заочного обучения: по курсу "Химия" /Уфимск. гос. авиац. техн. ун-т; Сост.: Н.А. Амирханова, Л.С. Беляева, P.P. Невьянцева, Р.С. Исламова. - Уфа, 2005. -75 с.

Рассмотрены теоретические основы курса химии: строение атома и молекулы, химическая связь, положения термодинамики и кинетики, дисперсные системы и основы электрохимии. Приведены примеры решения заданий к каждой теме. Даны варианты индивидуальных заданий.

Предназначены для студентов заочного обучения.

Табл. 18. Ил. 10. Библиогр.: 7 назв.

Рецензенты: канд. хим. наук, доц. Минченкова Н.Х. канд. хим. наук, доц. Резник Л.Б.

© Уфимский государственный

авиационный технический университет, 2005

11 II 17

:7 -х Cd.x I: 22

л<;" л//* — T-vvvi,' v 29

[О, (г)]3 34

Х-М^ = 1>97, 39

г П 59

з

ВВЕДЕНИЕ

Химия - одна из фундаментальных естественных наук, изучающая химическую форму движения материи, наука о веществах и их превращениях. Глубокое понимание законов химии и их применение позволяет не только формировать научное мировоззрение, но и совершенствовать существующие и создавать новые процессы, машины, установки, приборы. Разработанный практикум отражает все основные разделы и понятия курса химии и адаптирован для студентов заочного отделения.

Цель данного методического пособия - углубление знаний по курсу химии для более осмысленного их применения в условиях производства. Выполнение заданий, изложенных в практикуме, позволяет понять важность теоретических основ курса для оценки свойств химических веществ на различных уровнях организации системы: на уровне атома, молекулы, вещества, и более сложных, таких как растворы, электрохимические системы. Программа практикума по химии способствует усвоению методов оценки вероятности различных химических реакций и создает базу для понимания особенностей физико-химических процессов, протекающих при обработке металлов и сплавов, в химических источниках тока, коррозионных процессах.

Основной задачей практикума является формирование умений и навыков выполнения различных упражнений и решения расчетных задач по курсу химии. Алгоритм решения включает в себя осмысление всех химических терминов, заложенных в условие, постановку задачи в конкретных терминах, последовательность расчетов и выбор необходимых параметров из справочной литературы.

Методология практикума учитывает специфику заочного отделения. По каждому разделу курса химии определяется конкретное задание. Дается определение и анализ физического смысла понятий, требуемого для выполнения упражнений или расчетов. Подробно рассматривается последовательный переход от одной стадии решения задачи к другой с введением дополнительных объяснений, восполняющих пробел знаний, связанных с большим разрывом по времени между обучением в средней школе и ВУЗе. Выполнение задания поясняется на конкретном примере, аналогичном тому, которое требуется для выполнения студентом.

Для выполнения заданий практикума студент должен прежде всего ознакомиться с теоретическим курсом химии.

Контрольную работу по химии следует выполнять в отдельной тетради с оформлением титульного листа, включающего название учебного заведения, номера варианта, Ф.И.О. студента, номера группы.

Для выполнения работы необходимо выписать номера заданий по темам, соответствующих варианту, которые указаны в конце практикума.

При оформлении задания отмечается тема раздела,

записывается условие задачи и ход решения. Последовательность всех записей должна соответствовать приведеным в практикуме примерам с включением опрёделений, реакций и объяснением деталей расчетов.

Таблицы с заданием по вариантам приводятся в конце каждого раздела. Справочные данные прилагаются в конце практикума.

Контрольная работа регистрируется в деканате и сдается преподавателю на проверку. При обнаружении ошибок студентом вводятся поправки. Далее предусматривается защита контрольной работы с объяснением всего объема выполненной работы.

Задание 1.1. Для приведенных в варианте {табл. 1.1) 4-х химических элементов определить:

1. группу и период, в которых находится данный элемент в периодической таблице Д.И. Менделеева;

2. электронную формулу атома элемента и указать, к какому семейству относится данный элемент;

3. валентные электроны, перечислить все теоретически возможные степени окисления для нормального и возбужденного состояния атома и привести примеры соединений, в которых данный элемент имеет разные степени окисления;

4. как изменяются радиус атома, энергия ионизации, электроотрицательность, окислительные и восстановительные свойства по периодам и группам таблицы Д.И. Менделеева.

Пример решения 1.1

Элемент ₃₄Se (Селен)

1. Исходя из положения данного элемента в таблице Д.И. Менделеева (Приложение I) определяем, что селен, имеющий порядковый номер 34, находится в 4 периоде и VI А группе.

2. Чтобы записать электронную формулу атома селена воспользуемся общей формулой распределения электронов по энергетическим уровням и подуровням:

и представленной ниже схемой (рис. 1.1), на которой показаны валентные электроны, т. е. электроны, участвующие в связи. Записываем электронную формулу, валентные электроны и определяем, к какому семейству относится данный элемент.

Электронная формула селена:

Валентные электроны находятся на 4-м энергетическом уровне: 4s²4p^A. Так как последний электрон на р-подуровне, то селен относится к элементам р-семейства.

2 1-6 ns пр

Рис. 1.1.

n -

Схема распределения валентных электронов для атомов элементов в семействах (s,p, dj): номер периода, цифрами указано возможное количество валентных электронов

1.1.3. Чтобы записать степени окисления элемента, нужно иметь ввиду, что степень окисления - это условный заряд атома в соединении, указывающий сколько электронов оттянуто или притянуто к атому элемента. Все металлы способны только отдавать электроны, они находятся слева от границы Цинтля, проходящей по линии, соединяющей элементы ₅В и ₈₅At. Отдавая электроны, атом элемента приобретает положительный заряд. Все металлы являются восстановителями. Справа от границы Цинтля находятся элементы, которые являются окислителями.

Самый электроотрицательный элемент - ₉F. Эго самый сильный окислитель. Фтор способен только принимать электроны и, кроме степени окисления, равной "О" (в соединении F₂) может иметь степень окисления 1-. Остальные элементы, расположенные между границей Цинтля и фтором, несмотря на преимущественные окислительные свойства могут как отдавать, так и принимать электроны и имеют степени окисления как со знаком так и со знаком в зависимости от атома элемента, вступающего с ним в связь. Знаки при степенях окисления показаны на схеме (рис. 1.2).

о +

Рис. 1.2. Знаки степеней окисления элементов в таблице Д.И. Менделеева

Чтобы определить степени окисления селена записываем валентные электроны для селена в нормальном состоянии.

	4р	t 1	+ \ 1	I
4s	11

Согласно схеме (рис. 1.2), селен может не только принимать, но и отдавать электроны.

Учитывая число "посадочных мест", определяем, что селен может принять 1 или 2 электрона, а имея в виду, что неспаренных электронов также 2, делаем вывод, что селен может отдать 1 или 2 электрона. Селен в нормальном состоянии имеет следующие степени окисления: 2-, 1-, 0, 1+, 2+, устойчивыми из них являются 2-, 0, 2+.

Далее записываем валентные электроны для селена в возбужденном состоянии. При получении дополнительной энергии происходит распаривание неподеленных пар электронов. Электроны переходят в более высокое энергетическое состояние. Следует

отметить, что переход электронов происходит только в пределах внешнего уровня, в данном случае четвертого.

В возбужденном состоянии увеличиваются возможности селена к отдаче электронов, поэтому теоретически возможные степени окисления Se в возбужденном состоянии атома следующие: 2-, 1 О, 1т, 2+, 3+, 4+, 5+, 6+. Однако устойчивыми степенями окисления являются: 2-, 0, 2+, 4+, 6+.

Приведем примеры соединений, в которых селен имеет различные степени окисления (табл. 1.1). В случае затруднений при ответе на данный вопрос следует воспользоваться учебниками по химии для ВУЗов.

Таблица 1.1

Степень окисления	Формула соединения	Название
0	Se	Селен
2-	H2Se	Селенистый водород
4+	H2Se03	Селенистая кислота
6+	H2Se04	Селеновая кислота

р* 1.1.4. В справочной литературе приводятся разные выражения для радиуса атома (металлический, орбитальный, эффективный и др.). За эффективный радиус атома принимают половину расстояния между ядрами атомов, связанных в молекулу в ее устойчивом состоянии.

Потенциал ионизации, I (эВ/атом) - это потенциал, который надо приложить к одиночному атому или иону, чтобы оторвать от

него электрон. Энергия ионизации имеет аналогичный смысл и выражается в размерности энергии: кДж/моль.

Энергия сродства к электрону,^(кДж/моль) - энергетический эффект присоединения электрона к нейтральному атому или иону.

Электроотрицательность, (Э.О.) характеризует способность атома как принимать, так и отдавать электроны.

Все свойства атома определяются силами взаимодействия между положительно заряженным ядром и отрицательно заряженными электронами. При движении по периодам и группам таблицы Д.И. Менделеева (сверху вниз) заряд ядра и суммарный заряд электронов увеличиваются, и силы притяжения между ними возрастают. Однако следует иметь ввиду, что, если заряд ядра можно условно рассматривать как точечный, то электроны распределяются по энергетическим уровням. С увеличением числа уровней (слоев) электроны удаляются от ядра, и силы притяжения между ядром и электронами ослабляются. Далее надо учесть, что каждый уровень "расщепляется" на подуровни. Среди подуровней появляются d- и /-подуровни, наиболее плотно заполненные электронами. Начинает действовать эффект d- и /-сжатия, конкурирующий с удалением электронов от ядра.

Рассмотрим изменение свойств атомов элементов но периоду слева направо:

1. заряд ядра и суммарный заряд электронов увеличиваются - сила притяжения между ядром и электронами возрастает;

2. число энергетических уровней остается постоянным;

3. у элементов больших периодов заполняется ^-подуровень (а начиная с 6 периода и /-подуровень) - действует эффект d- и/сжатия.

В конечном итоге: сила притяжения между ядром и электронами возрастает, радиус атома уменьшается, потенциал ионизации увеличивается, восстановительная активность снижается, усиливаются окислительные свойства и электроотрицательность.

Рассмотрим изменение свойств атомов s- и /^элементов (но группам сверху вниз):

1. заряд ядра и суммарный заряд электронов возрастают;

2. число энергетических уровней увеличивается, электроны уда­ляются от ядра, и сила притяжения уменьшается;

3. d- и/сжатие действует слабо, так как эти электроны остаются во внутренних оболочках.

Таким образом по группе сверху вниз: радиус атома увеличивается; потенциал ионизации уменьшается,

восстановительная активность возрастает, а окислительные свойства и электроотрицательность уменьшаются.

Проанализируем изменение свойств атомов rf-элементов по группе сверху вниз (правая часть ^-семейства):

1. заряд ядра и суммарный заряд электронов возрастают;

2. число энергетических уровней увеличивается, но незначи­тельно;

3. очень сильно действует эффект d и /-сжатия, так как d- и / подуровни все более близки к заполнению.

В результате - радиус атома уменьшается, потенциал ионизации возрастает, восстановительная активность уменьшается, электроотрицательность также уменьшается.

Следует иметь в виду, что, если элемент находится в левой части ^-семейства, эффект d- и /сжатия действует слабо, так как на d- и / подуровнях еще мало электронов. Поэтому сохраняются закономерности, характерные для изменения по группам свойств 5- и /^-элементов.

Данный элемент (селен) относится к семейству /7-элементов. По периоду слева направо от калия до криптона сила взаимодействия между ядром и электронами увеличивается, радиус атома уменьшается, потенциал ионизации возрастает, восстановительная активность уменьшается, электроотрицательность возрастает.

Но группе сверху вниз от кислорода до полония сила взаимодействия между ядром и электронами возрастает, радиус атома уменьшается, восстановительная активность уменьшается, электроотрицательность уменьшается.

Рассмотрим следующий элемент.

Элемент ₉₂U (Уран)

1. Уран в таблице Д.И. Менделеева находится в 7 периоде, относится к актиноидам и включен в III В группу длиннопериодного варианта таблицы Д.И. Менделеева.

2. Распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням следующее:

ls²2s²2p^b3s²3p 4s 3d¹ 4p⁶5s²4d¹ 5p^b6s²5d^l4/⁴5d^2A06p^els²6d^l 5/. Так как последний электрон находится на/-подуровне, то уран относится к /- семейству.

3. Валентные электроны U : 7s^z6d^l5f.

U
6d	1
	5/	t t t

7s

нормальное

состояние

Электрон 6d. может "провалиться" на 5/, так как при этом формируется более устойчивое состояние. Эти состояния являются равновероятными.

7s | |
6 d
	5/	t	t	I	t

Так как число неспаренных электронов равно 4 и уран находится слева от границы Цинтля, то теоретически возможные степени окисления имеют следующие значения: 0, 1+, 2+, 3+, 4+, при этом наиболее устойчивыми являются: 0, 2+. 3+. 4+.

▲

t \

▲

A

При возбуждении происходит распаривание Is электронов и переход на 7р подуровень.

Наиболее устойчивые степени окисления: 0, 1+,2+,3+,4+,5+,6+. Некоторые соединения урана приведены в табл. 1.2.

Таблица 1.2

Степени окисления	Формула соединения	Название
0	и	Уран
3+	UC13	Хлорид урана
4+	ио2	Оксид урана
5+	uf5	Фторид урана

4. По периоду слева направо сила взаимодействия между ядром и электронами увеличивается, радиус атома уменьшается, потенциал ионизации возрастает, восстановительная активность уменьшается, окислительная способность возрастает, электроотрицательность возрастает.

По группе сверху вниз значительно увеличивается число энергетических уровней, электроны удаляются от ядра, что ослабляет силу притяжения между ядром и электронами. Поэтому, несмотря на сI- и /-сжатие, которое в левой части d- и /семейств действует слабо, сила притяжения электронов к ядру уменьшается, радиус атомов возрастает, потенциал ионизации и восстановительная активность увеличиваются, электроотрицательность уменьшается.

Далее по аналогии даем описание еще 2-х элементов, соответствующих Вашему варианту (табл. 1.1).

Номер варианта	Символы химических элементов
	S-	p-	d-	A
1	87Fr	5B	soHg	7lLu
2	88&а	6c	79Au	70 Yb
3	5бВа	7N	78Pt	69Tm
4	55Cs	80	77lr	esEr
5	3sSr	9F	760s	67Ho
6	37Rb	13A1	7sRe	66Dy
7	5jCs	14S1	74W	6sFb
8	5бВа	15p	7зТа	64Gd
9	87Fr	I6S	72Hf	63Eu
10	8sRa	17C1	5?La	62Sm
11	5бВа	3]Ga	s9Ac	61Pm
12	55CS	32Ge	,04Rf	6oNd
13	87Fr	33AS	msDb	59РГ
14	88^а	34Se	i06Sg	5gCe
15	гоСа	35Br	48Cd	9oTh
16	4Be	5()Sn	47-Ag	91Pa
17	3U	51 Sb	46?d	92 U
18	3sSr	5гТе	45 Rb	93NP
19	гоСа	53I	44RU	04P11
20	47Rb	49ln	43'ГС	95А1П
21	!9K	8,T1	42MO	9бСш
22	i2Mg	82Pb	4iNb	97Bk
23	iiNa	83Bi	4oZr	98Cf
24	4Be	84Po	3oY	99ES
25	3L1	8sAt	30Zn	looFm
26	!9K	8,T1	29C11	loiMd
27	2oCa	82Pb	28Ni	K)2No
28	] 1 Na	83Bi	27C0	юзЬг
29	,2Mg	84Po	26Fe	98Cf
30	38Sr	85-At	25Mn	99HS

Тема II. Химическая связь

Задание 2.1. Для двух, указанных по варианту молекул {табл.

2. 1), с позиций метода валентных связей показать образование молекул и ответить на следующие вопросы:

1. Каков тип гибридизации центрального атома в молекуле и валентный угол между связями?

2. Какова пространственная структура молекулы?

3. Сколько о- и п-связей содержит молекула?

4. Определить полярность связей и полярность молекулы в целом.

Пример решения 2.1

Для ответа на вопросы задания рассмотрим молекулу Cdl₂.

1. Сначала определяем тип гибридизации центрального атома. Для этого выписываем валентные электроны центрального атома ₄₈Cd.

11
Ad	11	И	И	11	11

5s

Затем 5s электроны переводим в возбужденное состояние.

5р 5 s

4 d

И

11 II

Таким образом Cd предоставляет на связь два неспаренных электрона.

Далее выписываем валентные электроны йода.

55

/

5р

У йода имеется один неспаренный электрон. Следовательно, согласно Льюису молекула Cdl₂ выглядит следующим образом:

:7 -х Cd.^x I:

Далее изображаем молекулу Cdl₂ с использованием представлений о гибридизации орбиталей центрального атома.

Отмечаем, что у Cd имеются две внешние орбитали: 5 и р. Представим s- и /^-орбитали на рис. 2.1.

Таким образом, с одной /?-орбиталью йода кадмий связывается с помощью 5-орбитали, а с другой - с помощью />-орбитали. Так как связи отличаются по форме и энергии, то такая молекула не будет устойчивой. Для образования устойчивой молекулы в центральном атоме происходит процесс гибридизации валентных орбиталей, который показан на рис. 2.2.

Рис. 2.2

Гибридизация - процесс, в результате которого происходит перестройка валентных орбиталей центрального атома и образование смешанных гибридных орбиталей, одинаковых по форме и энергии.

Таким образом, при гибридизации 5- и р-орбиталей образуются две равноценные 5/?-гибридные орбитали (s + р - 2sp). По аналогии:

'у 2

s+p+p = 3sp , образуются три равноценные sp -гибридные орбитали; s + p+ p+ p- Asp³, образуются четыре равноценные sp³- гибридные орбитали.

Гибридные орбитали центрального атома располагаются под определенным углом (валентный угол), чтобы образовалась устойчивая молекула: при гибридизации типа sp валентный угол составляет 180 °; sp² - 120 °; sp³ - 109 °. Расположение гибридных орбиталей под определенным углом показано в табл. 2.1.

Таблица 2.1

Тип гибридизации:	sp	sp	sp5
Расположение гибридных орбиталей в простран­стве
Теоретический валентный угол	oo о о	О О СЧ !	109°

В соответствии с данными табл. 2.1 в молекуле Cdl₂ реализуется 5/7-гибридизация, и валентный угол составляет 180 °.

Чтобы изобразить молекулу в целом, остается показать перекрывание полученных гибридных орбиталей центрального атома с валентными орбиталями боковых атомов. В случае рассматриваемой молекулы Cdl₂ боковым атомом является ₅₃1. Так как это p-элемент, то его валентные наружные электроны имеют орбиталь в виде гантели. В случае, если это будет 5-элемент, то форма орбитали в виде шара.

"Подводя" в&чентные орбитали йода к гибридным орбиталям кадмия, получаем схему молекулы Cdl₂ (рис. 2.3).

Рис. 2.3

2. Разберем вопрос о пространственной структуре молекулы. Пространственная структура молекулы связана с типом гибридизации и расположением боковых атомов вокруг центрального атома (табл. 2.2).

Таблица 2.2

Тип гибри­ дизации	sp	sp2	sp	sp1	sp3
Простран­ ственная структура	оео	сг^о	■я ! 1	Л	Л
Форма молекулы	линейная	треугольная	тетраэдри­ ческая	пирами­ дальная	угловая
Как	видно из	табл. 2.2,	при sp3	гибридизации может

реализоваться тетраэдрическая форма, пирамидальная или угловая в зависимости от числа боковых атомов (4, 3, 2 - соответственно). В данном типе гибридизации могут оставаться неиспользованные орбитали, которые влияют на величину валентного угла.

Из рис. 2.3 следует, что рассматриваемая молекула Cdb имеет линейную форму.

3. Теперь отметим наличие о и л связей в молекуле. Если область перекрывания находится на оси связи, такая связь а - типа (сигма тип), если область перекрывания расположена по обе стороны от оси связи - это я-тип (пи тип) ( рис. 2.4).

п - тип

Рис. 2.4. Типы связей

Исходя из рисунка 2.3. делаем вывод, что в молекуле Cdl₂ две ковалентные связи о-типа.

4. Определим полярность связи и молекулы в целом. Полярность связи обусловлена наличием диполя, образованного за счет оттягивания валентных электронов в сторону более электроотрицательного атома (Приложение 1). В связи Cd-I в молекуле Cdl₂ более электроотрицательным элементом является йод. Поэтому связь Cd-1 является полярной.

Для определения полярности молекулы необходимо учитывать:

а) полярность связи; б) пространственную структуру молекулы.

Молекула Cdl₂ неполярна, так как при наличии двух диполей оттягивание электронов идет в обе стороны одинаково, и дипольные моменты взаимно компенсируются.

Рассмотрим молекулу OF₂.

Выписываем валентные электроны центрального атома кислорода.

2р	п	т	t
t 1

Далее надо перевести электроны в возбужденное состояние. Однако, на втором энергетическом уровне свободных орбиталей нет, поэтому распаривание электронов невозможно. Если в качестве центрального атома будет похожий элемент, но находящийся в третьем периоде, то для таких простых молекул, которые предлагаются в задании не следует при возбуждении переводить электроны с 3s и Зр на 3d, так как на это необходимы большие затраты энергии.

Так как у атома кислорода имеется два неспаренных электрона, то он может образовать две связи. Выписываем валентные электроны фтора: 2s²2p⁵

У фтора имеется один неспаренный электрон. По представле­ниям Льюиса молекула OF₂ может быть изображена следующим образом:

•• • • *•

: f : о : f :

•• •• ••

Далее определяем тип гибридизации центрального атома — кислорода. Для этого производим "сложение": s + р + р + р ^ 4sp³. При этом не следует писать 2s или 2р, так как речь идет не об электронах (например, на 2s- подуровне), я их действительно 2, а об орбиталях, т.е. пространстве вероятного нахождения электронов. Рисуем четыре оси и гибридные облака. Подводим валентные

орбитали F (это p-элемент). Получаем угловую молекулу с теоретическим валентным углом 109 ⁰ (рис. 2.5).

Рис. 2.5

Связи О-F - полярные, молекула в целом тоже полярна, так как в вершине угла заряд со знаком а в противоположной стороне Происходит оттягивание электронов в сторону F, т.е. образуется диполь. Две связи О-F - ковалентные, о-типа.

Задание 2.2. Для двух приведенных комплексных соединений {табл. II. 3): определить степени окисления всех составляющих и указать комплексообразователь, лиганды, ионы внешней и внутренней сферы и координационное число.

Записать уравнение диссоциации комплексного соединения.

Пример решения 2.2

Решение данного задания рассмотрим на примере 2-х комплексных соединений: Na[Co(SCN)₄(H₂0)₂] и [Fe(NH₃)₅(N0₂)JCl2.

21

Сначала проанализируем состав комплексного соединения. В комплексном соединении содержится сложный комплексный ион, который показан в квадратных скобках. Комплексный ион состоит из комплексообразователя и лигандов. Комплексообразователь записывается первым в квадратной скобке, а далее следуют лиганды.

Лигандами могут быть как заряженные частицы: I , Cl , F , N0₃, NO2, ОН', CN~, SCNтак и нейтральные молекулы: Н₂0, NH₃. Количество лигандов вокруг комплексообразователя называется его координационным числом.

Комплексообразователь и лиганды связаны прочной ковалентной связью донорно-акцепторного типа. Комплексный ион является ионом внутренней сферы. Снаружи располагаются ионы внешней сферы. Ионы внешней и внутренней сферы связаны ионной связью.

Если сложный комплексный ион заряжен отрицательно, т.е. является анионом, то ион внешней сферы записывается слева, и комплекс называется анионным. Если комплексный ион заряжен положительно, т.е. представляет из себя катионный комплекс, то ион внешней сферы записывается справа. В некоторых соединениях ионы внешней сферы отсутствуют, тогда внутренняя сфера имеет нулевой заряд, такие комплексы называются нейтральными.

Учитывая степень окисления комплексных ионов (в первом соединении - [Co(SCN)₄(H₂0)₂]¹', а во втором - [Fe(NH₃)₅N0₂]²⁺, определяем, что первое соединение содержит анионный, а второе - катионный комплекс. Вокруг комплексообразователя Со³⁺ расположены лиганды: (SCN)~ и (Н₂0)°, их число равно 6, а вокруг Fe³⁺ - лиганды (NH₃)° и (N0₂Jих число также равно 6. Ионами внешней сферы в указанных соединениях являются ионы Na⁺ и С1~ соответственно. Исходя из вышесказанного данные комплексные соединения могут быть представлены следующими схемами (рис. 2.6 а, 2.6 б):

Лиганды

сферы (комплекс­ный ион)

Рис. 2.6 а. Схема комплексного соединения Na[Co(SCN)₄(H20)₂] -

• диаквотетрароданокобальтат (III) натрия

Л

(комплексный

ион)

Рис. 2.6 б. Схема комплексного соединения [Fe(NH₃)₅ N0₂]C1₂-

• дихлорид нитритопентаамминожелеза (III)

Так как между ионами внешней и внутренней сферы действует слабая ионная связь, то в растворе под действием молекул воды эта связь разрывается, т.е. происходит диссоциация молекулы комплексного соединения на ионы внешней и внутренней сферы:

Na[Co(SCN)₄(H₂0)₂] Na⁺ + [Co(SCN)₄(H₂0)₂] “;

[Fe(NH₃)₅N0₂]Cl₂ <=> [Fe(NH₃)₅N0₂]²⁺ + 2C1 .

Однако комплексный ион при этом сохраняет свою целостность. Комплекс перестает существовать, если разрывается внутренняя связь между комплексообразователем и лигандами.

Используя данную информацию, представим в виде табл. 2.3 характеристики двух комплексных соединений. Следует иметь в

виду, что необходимо указывать все степени окисления частиц, составляющих данное соединение.

Заряд комплексообразователя определяют исходя из зарядов ионов внешней сферы, лигандов, их количества и нейтральности молекулы в целом. Определим заряд комплексообразователя для рассматриваемых комплексных соединений.

Na⁺[Co^x(SCN) ~ (Н₂0) °₂ ] [Fe^x(NH₃) J (NO ₂) ]С1"

1+ х + 4(-1) + 2 0= О х + 0 5 + (-1) + (-1) 2=0

х = +3 х = +3

Следовательно комплексообразователем в 1-ом соединении является Со³⁺, а во втором - Fe³⁺.

Таблица 2.3

Характеристики комплексного соединения	Формула комплексного соединения
	Na[Co(SCN)4(H2G)2]	lFe(NH3)5N02lCl2
Комплексное соединение с ука­занием степеней окисления всех частиц	Na+[Cox(SCN) д (Н20) 2 ]	[Fex(NH3)J N02 ]C12
Комплксообра- зователь	Со3+	Fe2+
Лиганды	SCNT, Н20°	NH3°, (N02)“
Координационное число	4 + 2 = 6	5+1=6
Ионы внутренней сферы	[Co(SCN)4(H20)2]"	[Fe(NH3)5N02]2+
Ионы внешней сферы	Na+	Cl"
Уравнение диссоциации комплексного соединения	Na[Co(SCN)4(H20)2] » <=>Na+ + [Co(SCN)4(H20)2]“	[Fe(NH3)5(N02)]CI2« «[Fe(NH3)5(N02)]2+ + 2Cr

Номер варианта	Формулы комплексных соединений
ГГ	К 2 [PtCl6]	[Co(NH3)5S041N03
2	Na2fCu(CN)4l	|Co(H20)2(NH3)41C12
3	(NH4)3[RhCl6l	[Cr(H20)4Cl2lBr
4	K3fCoF6l	[Pd(NH3)3Cl]Cl
5	Na[Ag(N03)2l	[Pt(NH3)3CllBr
6	K2[Cd(CN)4]	[Co(NH3)5BrlS04
7	Na3[V(SCN)6]	[Pd(H20)(NH3)2Cl ]C1
8	K[Ag(CN)2]	[Co(NH3)5H20]C13
9	K^MnCCNVi	[Ti(H20)4Br2lBr
По	K2[NiC14]	[Cu(H20)30H]Cl
и	(NH4)3[Fe(CN)6l	[Hg2(H20)0HlCl
32	H[AuCl4]	fCo(NH3)5CllCl2
13	K3[Al(OH)6]	[Be(H20)30H]Cl
14	K2fZn(CN)4]	fNi(H20)6]S04
15	Na3|Co(N02)6l	[Pt(NH3)2(H20)(0H)]N03
16	Ba[Cr(NH3 )2(S CN)4]2	fCu(NH3)4](N03)2
17	(NH^PttOH^CUl	[А1(Н20)б1С13
18	K2[Co(NH3)2(N02)41	|Zn(NH3)4]Cl2
19	K2[Pt(OH)5Cl]	[Ag(NH3)2]N03
20	Na2[IrCl6]	[Cr(H20)5(0H)]Cl2
21	K2rZn(OH)4]	[Fe(H20)5N02]S04
22	Na[Al(0H)4(H20)2]	[Co(NH3)6lCl3
23	K2[HgI4]	[Ti(H20)4(0H)2]Cl2
24	K2[Ni(CN)4]	Г Cr(NH3)2(H20)4 |(N03 )3
25	Na2[Be(OH)4]	[Cr(NH3)4(SCN)Cll(N03)2
26	K4[Cd(OH)6]	[Pt(NH3)2(H20)2Br2lCl2
27	NafCr(H20)4Cl2]	[Ag(NH3)2]Br
28	K2[Fe(H20)Cl5]	{Ni(NH3)6](N03)2
29	Na2[PtBr4]	[Zn(NH3)2CilCl
30	K[PtNH3Cl3]	[Fe(H20)c]Cl3