Комплексные Соединения (792032), страница 5

Просмтор этого файла доступен только зарегистрированным пользователям. Но у нас супер быстрая регистрация: достаточно только электронной почты!

Текст из файла (страница 5)

Пример 2. Составьте уравнение реакции, протекающей при добавлении раствора азотистой кислоты к подкисленному раствору перманганата калия.

1 – 2.

3 – 5. Азотистая кислота – кислота слабая, поэтому в растворе она присутствует в основном в виде молекул. Она легко окисляется при добавлении сильных окислителей. При этом степень окисления азота повышается до ближайшей устойчивой, то есть до +V (устойчивый в газовой фазе диоксид азота в воде диспропорционирует). Единственная частица, содержащая атом азота(V) и устойчивая в водном растворе – нитрат-ион.

2	MnO4 + 8H3O+ 5e– = Mn2 + 12H2O
5	HNO2 + 4H2O – 2e– = NO3 + 3H3O+

6. Ионное уравнение

2MnO₄ + H₃O + 5HNO₂ = 2Mn² + 4H₂O + 5NO₃

7. При переходе от ионного уравнения к молекулярному первое приходится удваивать, так как одна молекула серной кислоты образует два иона оксония.

4KMnO_4p + H₂SO_4p + 10HNO_2p = MnSO_4p + 3Mn(NO₃)_2p + 6H₂O + 4KNO_3p

Это уравнение можно записать и по-другому:

4KMnO_4p + H₂SO_4p + 10HNO_2p = 4Mn(NO₃)_2p + 6H₂O + 2KNO_3p + K₂SO_4p

Оба уравнения правильные, так как отражают процесс, протекающий в растворе. При удалении воды кристаллизоваться будут все четыре соли [MnSO₄, Mn(NO₃)₂, K₂SO₄, KNO₃] причем в соотношении, определяемом их растворимостью, а не коэффициентами в каком-либо из уравнений.

Пример 3. Составьте уравнение реакции, протекающей при сливании раствора перманганата калия с раствором аммиака.

1 – 2.

3 – 5. Аммиак – слабое основание, поэтому среда в его водном растворе слабощелочная, и перманганат-ион в этих условиях при восстановлении превращается в диоксид марганца, выпадающий из раствора в виде бурого осадка. В нейтральной и щелочной среде очень мало ионов оксония, поэтому для связывания " лишних" атомов кислорода(–II) могут быть использованы лишь молекулы воды. Каждая молекула воды, присоединяя один атом кислорода(–II), превращается в два гидроксид-иона. Аммиак в этих условиях окисляется до азота (ближайшая устойчивая степень окисления – ноль).

2	6	MnO4 + 2H2O + 3e– = MnO2 + 4OH
1	3	2NH3 + 6H2O – 6e– = N2 + 6H3O

6. 2MnO₄ + 10H₂O + 2NH₃ = 2MnO₂ + 8OH + N₂ + 6H₃O

Так как в одной из полуреакций образуются гидроксид-ионы, а в другой – " ионы водорода" , что вполне допустимо в нейтральной (или близкой к ней) среде, перед приведением подобных членов в ионном уравнении необходимо учесть, что эти ионы одновременно в водном растворе существовать не могут (пройдет реакция нейтрализации).

2MnO₄ + 4H₂O + 2NH₃ = 2MnO₂ + 2OH + N₂ + 6H₂O
После приведения подобных членов получаем ионное уравнение:
2MnO₄ + 2NH₃ = 2MnO₂ + 2OH + N₂ + 2H₂O

7. 2KMnO₄ + 2NH₃ = 2MnO₂ + 2KOH + N₂ + 2H₂O

Пример 4. Составить уравнение реакции, протекающей при сливании раствора перманганата калия с раствором сульфита калия в присутствии гидроксида калия.

2	MnO4 + e– = MnO42
1	SO32 + 2OH – 2e– = SO42 + H2O

2MnO₄ + SO₃² + 2OH = 2MnO₄² + SO₄² + H₂O
2KMnO₄ + K₂SO₃ + 2KOH = 2K₂MnO₄ + K₂SO₄ + H₂O

Источником " недостающего" атома кислорода(–II) в щелочной среде могут быть только два гидроксидных иона, при попытке использовать молекулу воды или один гидроксидный ион образуются свободные ионы оксония, что в щелочной среде невозможно.

Диоксид марганца MnO₂ в кислотной среде, как вы уже знаете, также проявляет свойства сильного окислителя, например, окисляет не только хлорид-ион до хлора, но и нитрит-ион до нитрат-иона, йодид-ион до йода и т. д. В свою очередь сам диоксид марганца получается при взаимодействии перманганата калия с растворами солей марганца(II) по реакции конмутации

2MnO₄ + 3Mn² + 6H₂O = 5MnO₂ + 4H₃O

А устойчивый только в сильно щелочных растворах манганат калия K₂MnO₄ уже при незначительном подкислении и даже при разбавлении раствора водой диспропорционирует:

3MnO₄² + 2H₂O = 2MnO₄ + MnO₂ + 4OH

Очень сильным окислителем является оксид марганца(VII). Это кислотный оксид (при обычных условиях жидкость), активно реагирующий с водой

Mn₂O₇ + H₂O = 2HMnO₄

и поглощающий ее из воздуха. Он легко окисляет аммиак (до N₂), сероводород (до SO₂), сульфиды (до сульфатов), монооксид углерода и органические вещества (до CO₂), сам при этом восстанавливаясь до MnO₂.

[предыдущий раздел]

[содержание]

[следующий раздел]

18.3. ОВР соединений хрома

Как и марганец, хром также образует, соединения, в которых проявляет самые разнообразные степени окисления. Соединения хрома в низших степенях окисления являются восстановителями, а в высших – окислителями. Более или менее устойчивыми являются степени окисления О, +II, +III, и +VI (из них самая устойчивая +III). Как и для марганца, условия протекания окислительно-восстановительных превращений соединений хрома можно изобразить в виде схемы (см рис. 3).

В отличие от перманганат-иона, устойчивого как в кислотной, так и в щелочной среде, хромат-ион устойчив только в щелочной и, отчасти, в нейтральной среде. В кислотной среде хромат-ион превращается в дихромат-ион по реакции

2CrO₄² + 2H₃O = Cr₂O₇² + 3H₂O

Дихромат-ион, в свою очередь, устойчив только в кислотной и, отчасти, в нейтральной среде, а в щелочной превращается в хромат-ион:

Cr₂O₇² + 2OH = 2CrO₄² + H₂O

Поэтому в кислотной среде протекают окислительно-восстановительные процессы только с участием иона Cr₂O₇² , а в щелочной – только с участием иона CrO₄² . Так как в кислотной среде окислительные свойства кислотных остатков оксокислот всегда проявляются сильнее, чем в щелочной, дихромат-ион значительно более сильный окислитель, чем хромат-ион. И наоборот, гексагидроксохромат(III)-ионы, существующие только в щелочной среде, легко окисляются до хроматов(VI) такими сильными окислителями, как хлор, бром или пероксид водорода.

Как и металлический марганец, хром проявляет восстановительные свойства, легко окисляясь ионами оксония (без доступа кислорода – до Cr² , на воздухе – до Cr³ ). Ион Cr² , в отличие от Mn² , – очень сильный восстановитель; он легко окисляется кислородом воздуха, восстанавливает ионы Fe³ до Fe² , а также вступает и в другие ОВР.

Кристаллический триоксид хрома – очень сильный окислитель. Как и оксид марганца(VII), это кислотный оксид, легко реагирующий с водой с образованием хромовой кислоты H₂CrO₄. Следовательно, в ОВР он может вступать только в твердом виде. В частности, органические вещества при соприкосновении с CrO₃ окисляются до углекислого газа, сероводород – до SO₂, аммиак – до азота.

Составление уравнений ОВР с участием растворов соединений хрома полностью аналогично составлению уравнений реакций в случае соединений марганца, поэтому здесь приводятся лишь уравнения полуреакций ионов, содержащих хром:

Cr₂O₇² + 14H₃O + 6e^– = 2Cr³ + 21H₂O
CrO₄² + 4H₂O + 3e^– = [Cr(OH)₆]³ + 2OH
[Cr(OH)₆]³ + 2OH – 3e^– = CrO₄² + 4H₂O
Cr² – e^– = Cr³

[предыдущий раздел]

[содержание]

[следующий раздел]

18.4. ОВР азотной и серной кислот

Азотная кислота и ее растворы – сильные окислители. Концентрированные растворы азотной кислоты окисляют большинство металлов (кроме золота, платины, тантала и некоторых других), многие неметаллы (бор, графит, серу, фосфор и др.) и многие сложные вещества (сероводород, сульфиды, низшие оксиды меди и железа, многие органические вещества и др.) С железом, алюминием, хромом и некоторыми другими металлами концентрированная азотная кислота реагирует с образованием плотных кислородсодержащих покрытий, препятствующих дальнейшему окислению металла; это явление называется " пассивацией" металла.

С уменьшением концентрации азотной кислоты (с разбавлением) ее окислительная активность уменьшается, что отчасти связано с уменьшением числа молекул HNO₃ и увеличением числа ионов NO₃ . Почти полностью окислительные свойства исчезают в растворах нитратов. С разбавлением азотной кислоты сужается круг восстановителей, с которыми она может реагировать, но увеличиваются скорости многих реакций.

Характеристики

Список файлов учебной работы