Образование и разрушение гидроксокомплексов

Учитель сош № 21: Сукнева Л.Е .

• При подготовке к ЕГЭ по химии 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 мало внимания. Амфотерные свойства имеют оксиды и гидроксиды многих металлов. Они не растворяются в воде, но растворяются в кислотах и щелочах.При подготовке к ЕГЭ нужно усвоить материал о свойствах соединений алюминия, цинка, бериллия, железа и хрома.
• 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 мало внимания. Амфотерные свойства имеют оксиды и гидроксиды многих металлов. Они не растворяются в воде, но растворяются в кислотах и щелочах.При подготовке к ЕГЭ нужно усвоить материал о свойствах соединений алюминия, цинка, бериллия, железа и хрома.
• Амфотерные свойства имеют оксиды и гидроксиды многих металлов. Они не растворяются в воде, но растворяются в кислотах и щелочах.При подготовке к ЕГЭ нужно усвоить материал о свойствах соединений алюминия, цинка, бериллия, железа и хрома.

Например:

Zn O + 2 HCI= Zn CI 2 + H 2 O ,

Zn(OH) 2 + 2 HCI = ZnCI 2 + 2 H 2 O ,

AI 2 O 3 +6HCI = 2 AICI 3 + 3H 2 o ,

AI (OH) 3 + 3HCI =AICI 3 + 3H 2 O

• Реакции при сплавлении :

Формула гидроксида цинка записывают в кислотной форме -

(цинковая кислота ).

Кислотная форма гидроксида алюминия –

( ортоалюминиевая кислота) , но она неустойчива , и при нагревании отщепляется вода:

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

Следует отметить , что при взаимодействии соединений алюминия со щелочами ( рН = 14) в растворе получаются разные формы комплексных солей ( к.ч.(А I ) =6)

т.е. гексагидроксоалюминат натрия

и тетрагидроксодиакваалюминат натрия.

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

Cr 2 O 3 + 2Na OH = 2NaCrO 2 +H 2 O

метахромит натрия ( хромат( III) натрия)

Fe 2 O 3 +2NaOH =2NaFeO 2 +H 2 O .

феррит натрия (ферр а т ( III) натрия)

При взаимодействии гидроксидов этих металлов со щелочами в растворе образуются 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:

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

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:

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

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

5)При действии солей , образованных сильными кислотами и катионами , происходит взаимное усиление гидролиза получаются два амфотерных гидроксида и соль активного металла:

6)При нагревании гидроксокомплексов щелочных металлов выделяется вода:

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

Пример решения

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

Применение таблиц-схем и моделей на уроках химии

Химические свойства оснований

щелочи

+ кислота

c оль + H 2 O

NaOH + HCl = NaCl + H 2 O

2 NaOH + H 2 SiO 3 = Na 2 SiO 3 + 2H 2 O

+ кислота

c оль + H 2 o

Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = CuSO 4 + 2 H 2 O

разлагаются при t = оксид + вода

t

Fe ( OH ) 2 = FeO + H 2 O

Нерастворимые

в воде

амфотерные

+ кислота = соль + H 2 O

Al(OH) 3 + 3HCl = AlCl 3 + 3H 2 O

= щелочь = соль + H 2 O

HAlO 2 + NaOH = NaAlO 2 + H 2 O

Образования гидроксокомплексов

Al(OH) 3 + KOH = K[Al(OH) 4 ]

Zn(OH) 2 + 2KOH = K 2 [Zn(OH) 4 ]

Be(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 [Be(OH) 4 ]

Sn(OH) 2 + 2KOH = K 2 [Sn(OH) 4 ]

В сильнощелочных растворах ( pH приб14 ) возможно образования и более сложных комплексов.

Al(OH) 3 + 3NaOH = Na 3 [Al(OH) 6 ]

Fe(OH) 3 + 3KOH = K 3 [Fe(OH) 6 ]

Cr(OH) 3 + 3NaOH = Na 3 [Cr(OH) 6 ]

Химические свойства кислот

кислоты

двух

трехос-

новные

одно

HNO 3

HCl

H 2 SO 4

H 3 PO 4

H 2 SO 4 , HNO 3 , H 2 CO 3, H 2 SO 3

H 3 PO 4

HCl, HJ, HBr,

H 2 S, HF

P-p

кислоты

+ Me→ соль + H 2 (3)

Mg+2HCl→MgCl 2 +H 2 ↑

+ основной (амфотерный) оксид → соль + H 2 O ( O )

CaO + H 2 SO 4 → CaSO 4 +H 2 O

+ основная → соль + H 2 O ( O , H )

2NaOH + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + 2H 2 O

+ соль слабой кислоты → соль + кислота (о)

K 2 CO 3 + 2HNO 3 → 2KNO 3 +H 2 CO 3 (O)

↓ ↓

CO 2 H 2 O

Одной из частых ошибок при записи продуктов в реакции Me + кислота → является неверное определение степени окисления самого металла. Это особенно важно для переходных элементов, таких как Fe и Cr , степень окисления которых в катионе образующейся в реакции соли зависит от вида окислителя.

Для предотвращения таких ошибок необходимо запомнить следующую схему:

Слабые

окислители

Fe +2

(Cr +2 )

Fe + 2H С l = FeCl 2 + Н 2 ↑

Cr +H 2 SO 4( разб ) = CrSO 4 + H 2 ↑

Fe + S → FeS

и т.п.

Fe

(Cr)

Сильные

окислители

Fe +3

(Cr +3 )

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3

4Cr + 3O 2 = 2Cr 2 O 3

2Fe +6H 2 SO 4 ( конц ) = Fe 2 (SO 4 ) 3 + 3SO 2 +6H 2 O

Cr + 4HNO 3( разб ) =Cr(NO 3 ) 3 + 2H 2 O +NO

Впрочем, некоторые переходные металлы, такие, как Mn , Co , Ni даже при окислении HNO 3 или H 2 SO 4 (конц, t ) окисляются только до состояния Me 2+ .

Взаимодействие концентрированной H 2 SO 4 c Me

Менее

активные

Me : Cu , Hg , Ag

Me средней активности от H 2 - Mn

SO 2

Me - активные

S

(при ком. t )

SO 2

(при t )

H 2 S

Не реагирует с

Al , Cr , Fe , Ni

Разбавленная

HNO 3

Концентрированная

С тяжелыми металлами

С щелочно-

земельными металлами, а также с Zn и Fe

С другими тяжелыми металлами

На Fe, Cr, Al, Au, Pt, Jr, Ta не действует

С щелочными и щелочноземельными металлами

NO 2

N 2 O

NO

NH 3 (NH 4 NO 3 )

Взаимодействие HNO 3 с Me

HNO 3

концентр.

Менее активные Me : Cu , Hg , Ag

и слабые восстановители

HNO 3

разбав.

c редней активности

от H 2 - Mn

NO 2

NO

Сильные

восстановители и

активные Me

от Li - Al

NO 2

HNO 3

NO

N 2

N 2 O

NH 4 NO 3

не реагирует с

Cr , Al , Fe , Ni , Jr , Ta

NH 4 NO 3

( ком . t) Fe(NO 3 ) 2

Fe

t Fe(NO 3 ) 3

NH 4 NO 3

Термическое разложение некоторых солей.

2KClO 3 → 2KCl +3O 2 ↑

2KMnO 4 → K 2 MnO 4 +MnO 2 + O 2 ↑

4KClO 3 → 3KClO 4 +KCl

4Na 2 SO 3 → Na 2 S + Na 2 SO 4

Оксиды.

(не разлагаются все оксиды, кроме)

2HgO → 2Hg +O 2

2PbO 2 → 2Pb +O 2

Кислоты.

(не разлагаются все кислоты, кроме)

H 2 CO 3 → H 2 O↑ + CO 2 ↑

H 2 SiO 3 → SiO 2 + H 2 O↑

H 2 SO 3 → H 2 O↑ + SO 2 ↑

2HNO 2 → NO↑ + NO 2 ↑ + H 2 O↑

4HNO 3 → 4NO 2 ↑ + O 2 ↑ + 2H 2 O

HCOOH→ CO↑ + H 2 O↑

H 2 C 2 O 4 → HCOOH + CO 2 ↑

Термическое разложение

левее Mg Me(NO 2 ) n + O 2 ↑

Me(NO 3 ) n Mg – Cu Me 2 O n + NO 2 ↑ + O 2 ↑

правее Me + NO 2 ↑ + O 2 ↑

Все соли аммония по схеме

NH 4 Cl → NH 3 ↑ + HCl ↑

(NH 4 ) 2 CO 3 → 2NH 3 ↑ + CO 2 ↑ +H 2 O

(NH 4 ) 2 SO 4 → 2NH 3 ↑ + H 2 SO 4

(NH 4 ) 3 PO 4 → 3NH 3 ↑ + H 3 PO 4

NH 4 NO 2 → N 2 ↑ + 2H 2 O↑

NH 4 NO 3 → N 2 O↑ + 2H 2 O↑

(NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 → Cr 2 O 3 + N 2 ↑ + 4H 2 O↑

Химические свойства классов соединений

H 2 O

1

2

3

КИСЛОТНЫЕ

ОКСИДЫ

ОСНОВНЫЕ

ОКСИДЫ

4

5

1 4

1 3

6

ГИДРОКСИДЫ

КИСЛОТЫ

9

7

8

10

СОЛИ

15

11

12

ГАЛОГЕНО-

АНГИДРИДЫ

МЕТАЛЛЫ

№

Продукты реакции

1

Условия протекания

Гидроксид

2

Только для восьми оксидов: Li 2 O , Na 2 O , K 2 O , Rb 2 O , Cs 2 O , CaO , SrO , BaO

Кислота

3

4

Соль

Кислота, растворимая в воде

Соль + H 2 O

5

Ограничений нет (проблемы с растворимостью нет)

1)кислота, растворимая в воде

2)желательно, чтобы соль была растворима в воде

Соль + H 2 O

6

7

1) Гидроксид растворим в воде

Соль + H 2 O

8

Новая соль + новый гидроксид

1)Хотя бы одно из исходных веществ, растворима в воде

9

соль + соль

1)оба исходных соединений растворимы в воде

2)образуется газ, осадок, H 2 O ,принцип Ле - Шателье

10

1) Также как и 7

Новая соль + новая кислота

11

1)Исходная кислота растворима в воде (искл. H 2 SiO 3 )

2)Как правило, более сильная кислота вытесняет более слабую

3) принцип Ле - Шателье

Соль + H 2

12

1)кислота растворима в воде

2) Me активнее H 2

3)факт ограничения: Me ( Fe ) → +2 ; HNO 3 ; H 2 SO 4(к) → H 2 не выделяется

Соль + Me

13

1)Обе соли растворимы в воде

2)более акт. Ме вытесняет менее акт. Ме

3)примечания 8 Me (5 щ. Me и 3щ. з. Me не брать, одновременно идет 13

Соль амфотерного гидроксида (гидроксокомплекс) и H 2

14

1)Только для амфотерных металлов ( Al , Cr , Zn , Be , Pb , Sn )

гидроксид + H 2

15

1)8 Me , т.е 5щ. и 3щ.з. Ме

Смесь двух кислот + H 2 O

SO 2 Cl 2 + H 2 O → 2 HCl + H 2 SO 4 без ограничений

сульфорил хлорид

Две соли

SO 2 Cl 2 + 4KOH → K 2 SO 4 + 2KCl + 2H 2 O

Галогеноангриды

( 5 класс неорганических соединений , т.е производные кислот, которые

образуются при замене OH группы на галогены.)

H 2 SO 4 HSO 3 Х - галогенсульфоновые кислоты

SO 2 X 2 - сульфил

H 2 SO 3 SOX 2 – тионил ( галогенид )

HNO 2 NOX - нитрозил

H 3 PO 4 POX 3 – фосфорил

HPO 2 X 2

H 2 PO 3 X

H 2 CO 3 COX 2 - карбонил

( COCl 2 - фосген )

H 2 CrO 4 CrO 2 X 2 – хромил

Электролиз

катодные процессы

Ионы от:

K + - Al 3+ (вкл)

Все прочие Me п+

Только H 2

2H 2 O + 2 ē + H 2 + 2OH -

От H + - Au 3+

Me и H 2

Только Me

Me п + + nē = Me

Анодные процессы

S 2- , J - , Br - , Cl - , Se 2- , Te 2- , As 3-

OH - , F - , CO 3 2- , SO 4 2- , NO 3 - …

X m- - mē = X

4 OH - - 4ē → O 2 ↑ + 2 H 2 O

или точнее:

2 H 2 O + 4ē = O 2 ↑ + 4 H +

Направление химических реакций

OH - H + ( кислая среда )

K 2 MnO 4 ← → Mn +2

(темно-зеленый) +1ē (фиолет) +5ē (бесцветный)

KMnO 4

+3ē ↓ + H 2 O

MnO 2 ↓

1) H 2 S + 2KMnO 4 + 2KOH → 2K 2 MnO 4 + S + 2H 2 O

• 1) H 2 S + 2KMnO 4 + 2KOH → 2K 2 MnO 4 + S + 2H 2 O

2) 2KMnO 4 + 5H 2 S + 3H 2 SO 4 → 5S + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O

• 2) 2KMnO 4 + 5H 2 S + 3H 2 SO 4 → 5S + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O

KMnO 4 в среде H 2 SO 4 реагирует с различными восстановителями.

окислитель

Продукты, разные для каждой реакции

K 2 SO 4

S

N 2

J 2

Fe 2 (SO 4 ) 3

CO 2

CO 2

Продукты, общие

для всех реакций

K 2 SO 4

+ +

MnSO 4

+

H 2 O

К 2 SO 3

H 2 S

NH 3

KJ

FeSO 4

C 6 H 12 O 6

C 2 H 2 O 4

KMnO 4 + H 2 SO 4

OH - H +

H 2 O ← H 2 O -1 2 → H 2 O + O 2

+2e -2 ē

3H 2 O 2 + K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 → K 2 SO 4 +Cr 2 (SO 4 ) 3 + 3O 2 +7H 2 O

PH 3 + 4H 2 O 2 +3KOH → K 3 PO 4 + 7H 2 O

Хроматное равновесие

Cr 2 O 2- 7 + H 2 O 2 CrO 2- 4 + 2 H +

(Бихромат анион ( Cr 2 O 2- 7 ) в кислой среде → Cr 3+ )

(В щелочной среде Cr 2 O 2- 7 → в Cr +3 , т.е ( K 3 [ Cr ( OH ) 6 ])

Cr 2 O 2- 7 + H 2 O = 2CrO 2- 4 + 2H +

K 2 CrO 4 ↔ K 2 Cr 2 O 7

(OH - ) (H + )

Хромат калия существует в щелочной воде

Бихромат калия существует только в кислой среде

( оранж . K 2 Cr 2 O 7 + капли щелочи → желтый ( хромат ))

• 3PH 3 +4K 2 Cr 2 O 7 + 16H 2 SO 4 → 3H 3 PO 4 + 4Cr 2 (SO 4 ) 3 + 4K 2 SO 4 + 16H 2 O
• 3PH 3 +4K 2 Cr 2 O 7 + 16H 2 SO 4 → 3H 3 PO 4 + 4Cr 2 (SO 4 ) 3 + 4K 2 SO 4 + 16H 2 O

2) 3PH 3 + 8 K 2 Cr O 4 + 17KOH + 11H 2 O → 3K 3 PO 4 +8K 3 [Cr(OH) 6 ]

• 2) 3PH 3 + 8 K 2 Cr O 4 + 17KOH + 11H 2 O → 3K 3 PO 4 +8K 3 [Cr(OH) 6 ]

Реакции дихромата калия в кислой среде

Продукты, разные для каждой реакции

KNO 3

K 2 SO 4

S

N 2

J 2

Fe 2 (SO 4 ) 3

CO 2

Продукты, общие для всех реакций

K 2 SO 4

+

Cr 2 (SO 4 ) 3 +

+

H 2 O

KNO 2

K 2 SO 3

H 2 S

NH 3

KJ

FeSO 4

C 6 H 12 O 6

K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 +