Дослід 6.2.4. Утворення аміакату нікелю

До 3 крапель розчину солі нікелю додати по краплях розчин амоніаку до розчинення осаду основної солі, що утворився. Визначити колір отриманого розчину. Записати рівняння реакцій (координаційне число Ni²⁺ дорівнює 6.)

Дослід 6.2.5. Стійкість іона диамінсрібла (I)

Внести у дві пробірки по 2-3 краплі розчину аргентум нітрату і додати в одну пробірку кілька крапель розчину лугу, в іншу – декілька крапель розчину калій йодиду. Визначити колір осаду, що утворюється. Записати рівняння реакцій. У дві інших пробірки внести по 2-3 краплі розчину аргентум нітрату і потім долити в обидві пробірки концентрований розчин амоніаку до розчинення осадів. До отриманого розчину комплексної сполуки срібла додати: в одну пробірку декілька крапель розведеного розчину лугу, в іншу – декілька крапель розчину калій йодиду. Пояснити відсут-ність осаду в першій пробірці і наявність жовтого осаду в другій. Скласти рівняння реакцій.

6.3. Контрольні запитання

1.	Для кожної з вказаних сполук вкажіть комплексоутворювач, його заряд і координаційне число, назвіть ліганди, вкажіть внутрішню та зовнішню сфери комплексу. Запишіть рівняння електролітичної дисоціації комплексних сполук та запишіть вираз для їх констант нестійкості. Дайте назви сполукам а) [Ag(NH3)2]Cl; б) Na3[AlF6]; в) K[Ag(CN)2]; г) [Cu(NH3)2]Cl.
2.	Класифікація координаційних сполук. Назвати речовини та вказати їх тип: а) [Ag(NH3)2]NO2; б) [Co(H2O)6]Cl2; в) K[Ag(CN)2]; г) Na3[Cr(OH)6].
3.	Напиcати рівняння первинної і вторинної дисоціації таких комплексних солей: К2[Zn(OH)4], [Cu(NH3)4]Cl2, (NH4)2[Cо(SСN)4], [Ag(NH3)2]NO3.
4.	Напиcати рівняння дисоціації та скласти вираз для константи нестійкості наступних координаційних сполук: К[Au(CN)2], [Cu(NH3)4]Cl2, [Pt(NH3)2Cl2], К2[НgJ4].
5.	Координаційна теорія Вернера. Назвати сполуки та визначити ступінь окиснення та координаційне число комплексоутворювача в сполуках: а) [Ag(NH3)2]Cl; б) K4[TiCl8]; в) K[Ag(CN)2]; г) K2[PtCl4].
6.	Що таке координаційне число комплексоутворювача і як воно визначаться? Відповідь підтвердити конкретним прикладом.
7.	Пояснити будову комплексних сполук: а) що входить до складу внутрішньої координаційної сфери? б) із чого складається зовнішня координаційна сфера?

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА № 7

ХІМІЯ S-ЕЛЕМЕНТІВ

Теоретична частина

Гідроген належить до найпоширеніших елементів у природі. У вільному стані він зустрічається в незначних кількостях, головним чином, у верхніх шарах атмосфери, тому що густина вільного водню у 14,5 разів менша, ніж густина повітря. Вільний водень виділяється при виверженні вулканів, з бурових свердловин та при розкладанні бактеріями органічних речовин в умовах нестачі повітря.

Лабораторні способи одержання водню полягають у витісненні його із води або розведених кислот, що не виявляють окисних властивостей.

1. Дією розведених кислот на метали:

Fe + H₂SO₄ → FeSO₄ + H₂↑

Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂↑

2Al + 3H₂SO₄ → Al₂(SO₄)₃ + 3H₂↑

З кислот можуть витісняти водень лише ті метали, які в ряду активності займають місця ліворуч від Гідрогену. Причому чим лівіше знаходиться метал в ряду, тим він більш активний. Так лужні і лужноземельні метали дуже активні, при їх взаємодії з кислотами спостерігається вибух. Тому при одержанні водню в лабораторних умовах користуються металами середньої активності – цинком або залізом.

2. Взаємодією лужних і лужноземельних металів з водою:

2K + 2H₂O → 2KOH + H₂↑

Ca + 2H₂O → Ca(OH)₂ + H₂↑

3. У промисловості для добування водню використовують природні та нафтозаводські гази, складовою частиною яких є метан. Природний газ змішують з киснем у кількості, яка недостатня для повного окиснення метану, і проводять реакцію при 850 - 900°С у присутності каталізатора (Ni + Al₂O₃):

2CH₄ + O₂ → 2CO↑ + 4H₂↑ + 71,4 кДж.

 

Молекулярний Гідроген може виявляти відновні властивості по відношенню до окисників неметалічного походження, а також по відношенню до окиснених форм металів.

При звиайних умовах Гідроген малоактивний завдяки стійкості молекул Н₂ і безпосередньо взаємодіє лише з фтором: H₂ + F₂ ® 2HF, а під дією світла відбувається ланцюгова реакція з хлором: H₂ + Cl₂ ® 2HCl.

У сіміші з киснем водень горить голубим полум’ям з виділенням великої кількості тепла:

2H₂ + O₂ → 2H₂O + 575.4 кДж.

Відновна здатність водню використовується у металургії для одержання деяких високочистих металів з їх оксидів:

Ag₂O + H₂ → 2Ag + H₂O;

CuO + H₂ → Cu + H₂O;

MoO₃ + 3H₂ → Mo + 3H₂O.

У реакціях з активними металами (лужні, лужно-земельні) водень утворює гідриди. У цих реакціях атом водню приєднує електрон, перетворюючись у негативно заряджений іон з оболонкою інертного газу гелію:

2Na + H₂ → 2NaH

Гідриди – солеподібні, тверді, кристалічні речовини з іонним зв’язком. Вони виявляють дуже сильні відновні властивості і легко розкладаються водою, кислотами та взаємодіють з іншими різними окисниками:

CaH₂ + 2H₂O → Ca(OH)₂ + 2H₂

До найважливіших оксидів Гідрогену відноситься вода. Організми тварин і рослин містять від 50 до 90 % (макс.) води. Вода потрібна рослинам протягом усього їх життя. Починаючи з проростання насіння вода обумовлює важливі біохімічні процеси. Встановлено, що хлібні злаки витрачають до 300 кг води на 1 кг сухої рослинної маси. Для отримання високого урожаю необхідно в достатку забезпечити культурну рослину вологою. Частково це досягнення агротехнічними прийомами; після прибирання хлібів лущать стерню, прагнучи “закрити” вологу, тобто припинити сильний випар води з грунту. У областях, що відрізняються недостатнім зволоженням, багато уваги приділяється зрошуванню, що дозволяє істотно підвищити урожай сільськогосподарських культур. Взагалі гідромеліора-тивні роботи завжди пов’язані з підвищенням врожайності сільськогоспо-дарських культур і освоєнням нових земель.

Окрім води Гідроген утворює з Оксигеном ще одну сполуку – гідроген пероксид Н₂О₂. Він застосовується головним чином завдяки його сильній окисній дії. У агрономічних і грунтових лабораторіях гідроген пероксид використовують для озолення (спалювання) зразків грунту або рослинного матеріалу.

Натрій та Калій є елементами ІА групи періодичної системи і відносяться до лужних металів. Атоми цих елементів мають на зовнішньому рівні по одному s-електрону, які вони легко віддають під час хімічних реакцій, перетворююючись на позитивно заряджені іони (ступінь окиснення +1). Зі збільшенням радіуса атома (Na, K) виникає збільшення відновних і металічних властивостей, зростають електропровідність, густина та хімічна активність.

Металічний Натрій і Kалій одержують електролітичним відновленням розплавлених солей або відповідних гідроксидів. При цьому на катоді проходить реакція відновлення:

Me⁺ + е^- → Me^о

З елементами IIА і IIIА груп та між собою лужні метали утворююють сплави, з галогенами – лише найпростіші бінарні сполуки, з вуглецем – ацетиленіди, з сіркою – сульфіди і полісульфіди, з фосфором – фосфіди, кремнієм – силіциди, з водою – гідроксиди:

2Na + Cl₂ → 2NaCl

2К + S → К₂S

2Na + O₂ → Na₂O₂

2Na + 2C → 2Na₂C₂

2K + 2H₂O → 2KOH + H₂↑

В атмосфері кисню ці метали згоряють, а при нагріванні спалахують утворюючи оксиди та пероксид чи надпероксид:

2Na + O₂ → Na₂O₂ – натрій пероксид

K + O₂ → KO₂ – калій надпероксид

Пероксиди і надпероксиди підлягають гідролізу:

Na₂O₂ + 2H₂O → 2NaOH + H₂O₂

2KO₂ + 2H₂O → 2KOH + H₂O₂ + O₂

Оксиди лужних металів також реагують з водою з утворенням гідроксидів:

Na₂O + H₂O → 2NaOH

NaOH і KOH – безбарвні кристалічні речовини, добре розчиняються у воді з виділенням великої кількості тепла. Розчини цих гідроксидів називають лугами.

При слабкому нагріванні калію та натрію в атмосфері водню утворю-ються гідриди. Наявність в гідридах Гідрогену зі ступенем окиснення -1 надає їм сильні відновні властивості, які виявляються в реакціях з водою, кислотами та іншими окисниками:

NaH + H₂O → NaOH + H₂

КН + HCl → KCl + H₂

NaH + Cl₂ → NaCl + HCl

2KH + CO₂ → 2KOH + C

При взаємодії твердих бінарних сполук з оксидами, сульфідами, гало-генідами утворюються солі:

Na₂O + CO₂ → Na₂CO₃

K₂O + SiO₂ → K₂SiO₃

У сільському господарстві використовують як добрива натрій нітрат (чилійська селітра) та калій хлорид. Калій сульфат – калійне добриво, що використовується для вирощування культур, які не витримують надлишку хлоридів. Натрій хлорид підсилює ріст і розвиток буряків, сприяє швидкостиглості рослин. Є відомості про те, що натрій активізує переміщення калію до молодих частин рослин і підвищує ефективність калію, азоту та інших поживних речовин. Калій потрібен рослинам для постачання клітин водою, забезпечення проникності клітинних мембран. Якщо його достатньо – рослина краще утримує воду, стійка до засухи і заморозків.

Магній та Кальцій, що утворюють ІІА-групу періодичної системи, також відносяться до s-елементів. Атоми цих елементів на зовнішньому рівні мають по два електрони в стані s². Всі елементи ІІА групи зустрічаються у природі лише у вигляді сполук. Кальцій та Магній є найважливішими біогенними елементами. Вони також входять до складу важливих первинних і грунто-утворюючих мінералів і є необхідними елементами грунтового харчування рослин.

Кальцій отримують електролізом кальцій хлориду або алюмотермічним методом:

СаСl₂ → Са + Сl₂

2Al + 6CaO → Ca₃(AlO₃)₂ + 3Ca

Магній одержують відновленням вуглецем при температурі 2000°С:

MgO + C → CO + Mg

Кальцій та Магній мають сильні відновні властивості, поступаючись лише лужним металам. Внаслідок хімічної активності переважна більшість бінарних сполук цих металів може бути одержана прямим синтезом із простих речовин. При високих температурах магній і кальцій реагують з галогенами, азотом, сіркою, фосфором, вуглецем та кремнієм з утворенням відповідних галогені дів, нітридів, сульфідів, карбідів та силіцидів:

3Ca + Br₂ → CaBr₂

3Mg + N₂ → Mg₃N₂

Ca + S → CaS

3Mg + 2P → Mg₃P₂

Ca + 2C → CaC₂

2Mg + Si → Mg₂Si

Магній і кальцій при нагріванні окиснюються воднем з утворенням гідридів – кристалічних речовин з іонною структурою:

Ca + H₂ → CaH₂

Гідриди легко реагують з водою з утворенням гідроксидів:

CaH₂ + 2H₂O → Ca(OH)₂ + 2H₂↑

При підвищенні температури кальцій і магній згоряють у повітрі з утворенням оксидів:

2Ca + O₂ → 2CaO

Оксиди кальцію та магнію у промислових масштабах одержують прожарюванням карбонатів (вапна чи магнезиту):

СаСО₃ → СаО + СО₂

Вони взаємодіють з водою з утворенням відповідних гідроксидів.

СаО + Н₂О → Са(ОН)₂

Усі оксиди і гідроксиди лужноземельних металів мають основні властивості.

Деякі хімічні властивості сполук Кальцію і Магнію наведені у наступних реакціях:

MgS + H₂O → Mg(OH)₂ + H₂S

Ca₃N₂ + 6H₂O → 3Ca(OH)₂ + 2NH₃

Mg₃P₂ + 6H₂O → 3Mg(OH)₂ + 2PH₃

CaO + SiO₂ CaSiO₃

CaO + 3C CaC₂ + CO

Ca(OH)₂ CaO + H₂O

Ca(OH)₂ + CO₂ CaCO₃↓ + H₂O

Ca(OH)₂ + HCl CaCl₂ + 2H₂O

На відміну від солей лужних металів солі кальцію та магнію малорозчинні.

У біологічному кругообігу речовин Кальцію належить одна із головних функцій. Він приймає участь у процесах грунтоутворення, покращує структуру грунтів, впливає на реакцію середовища і, як наслідок, рухомість інших біологічно необхідних елементів. Кальцій сприяє фіксації атмосферногоь азоту, мінералізації органічних сполук і вивільненню з них різних поживних речовин. Цей елемент приймає участь у синтезі білкових речовин, сприяє утворенню хлорофілу, впливає на переміщення асимілятів у рослинах. При відсутності кальцію у грунті погано розвивається коренева структура рослин.

Іони Магнію суттєво впливають на окисно-відновні процеси у рослинах. При магнієвій нестачі у рослин підвищується окисний потенціал, підсилюються окисні процеси, що призводить до руйнування хлорофілу. Магній посилює рухомість фосфатів у грунті і надходження їх до рослин, він сприяє відновним процесам у рослинах і позитивно впливає на біосинтез відновлених сполук.

Солі CaCO₃ і CaCO₃ × MgCO₃ – основні речовини для хімічної меліорації грунтів, завдання якої полягає у ліквідації надлишкової кислотності грунтвого розчину (вапнування) або усунення його надлишкової лужності (гіпсування).

Експериментальна частина