Разрушение комплексных соединений егэ

Материалы из методички: Сборник задач по теоретическим основам химии для студентов заочно-дистанционного отделения / Барботина Н.Н., К.К. Власенко, Щербаков В.В. – М.: РХТУ им. Д.И. Менделеева, 2007. -155 с.

Состав комплексных соединений

Номенклатура комплексных соединений

Реакции образования комплексных соединений

Реакции разрушения комплексных соединений

Диссоциация комплексных соединений

Примеры решения задач

Задачи для самостоятельного решения

Состав комплексных соединений

Рис. 1. Состав комплексного соединения

Комплексное соединение, рисунок 1, состоит из внутренней и внешней сферы. Центральная частица, вокруг которой расположены окружающие ее лиганды, называется комплексообразователем. Число лигандов комплексообразователя называется координационным числом.

Номенклатура комплексных соединений

Комплексное соединение может состоять из комплексного катиона, комплексного аниона или может быть нейтральным.

Соединения с комплексными катионами. Вначале называют внешнесферный анион, затем перечисляют лиганды, затем называют комплексообразователь в родительном падеже (ему дается русское название данного элемента). После названия комплексообразователя в скобках римской цифрой указывается его степень окисления.

К латинскому названию анионного лиганда добавляется окончание “о” (F^— — фторо, Cl^— -хлоро, ОН^— — гидроксо, CN^— — циано и т.д). Аммиак обозначают термином “аммин”, СО – карбонил, NO – нитрозил, H₂O – аква.

Число одинаковых лигандов называют греческим числительным: 2 –ди, 3 – три, 4 – тетра, 5 – пента, 6 – гекса, 7 – гепта и т.д.

[Cu(NH₃)₄]SO₄ – сульфат тетраамминмеди (II),

[Ni(H₂O)₆]Cl₂ – хлорид гексаакваникеля (II).

Вначале перечисляют лиганды анионные, затем нейтральные, затем катионные. Например,

[Pt(NH₃)₅Cl]Cl₃ – хлорид хлоропентаамминплатины (IV) .

Если в комплексе имеются несколько лигандов одинакового знака заряда, то они называются в алфавитном порядке:

[CoCl₂(H₂O)(NH₃)₃]Cl – хлорид дихлороакватриамминкобальта (III).

Соединения с комплексными анионами. Вначале называют комплексный анион в именительном падеже: перечисляют лиганды, затем комплексообразователь (ему дается латинское название и к названию добавляется окончание “ат”). После названия комплексообразователя указывается его степень окисления. Затем в родительном падеже называется внешнесферный катион.

Na₂[Zn(OH)₄] – тетрагидроксоцинкат (II) натрия;

K₄[Fe(CN)₆] – гексацианоферрат (II) калия;

K₂[СuCl₄] – тетрахлорокупрат (II) калия.

Соединения без внешней сферы. Вначале называют лиганды, затем комплексообразователь в именительном падеже с указанием его степени окисления. Все название пишется слитно.

[Ni(CО)₄] – тетракарбонилникель (0);

[Pt(NH₃)₂Cl₄] – тетрахлородиамминплатина (IV).

Реакции образования комплексных соединений

Комплексные соединения обычно получают действием избытка лигандов на содержащее комплексообразователь соединение. Координационное число, как правило, в 2 раза больше степени окисления комплексообразователя. Из этого правила бывают, однако, исключения.

Образование гидроксокомплексов.

AlCl₃ + 6NaOH_(изб) = Na₃[Al(OH)₆] + 3NaCl

AlCl₃ + 4NaOH_(изб) = Na[Al(OH)₄] + 3NaCl

ZnSO₄ + 4NaOH_(изб) = Na₂[Zn(OH)₄] + Na₂SO₄

Образование комплексных солей.

Если комплексообразователем является Fe²⁺ или Fe³⁺, то координационные числа в обоих случаях равны шести:

FeCl₂ + 6KCN_(изб) = K₄[Fe(CN)₆] + 2KCl

Fe₂(SO₄)₃ + 12KCN_(изб) = 2 K₃[Fe(CN)₆] + 3K₂SO₄

Координационные числа ртути и меди, как правило, равны четырем:

Hg(NO₃)₂ + 4KI_(изб) = K₂[HgI₄] + 2KNO₃

CuCl₂ + 4NH_3(изб) = [Cu(NH₃)₄]Cl₂

Для большинства аква- и амминных комплексов ионов d-элементов координационное число равно шести:

NiCl₂ + 6NH_{3 (изб)} = [Ni(NH₃)₆]Cl₂

Реакции разрушения комплексных соединений

Разрушение комплексных соединений происходит в результате:

• • • образования малорастворимого соединения с комплексообразователем:

[Cu(NH₃)₄]SO₄ + Na₂S = CuS↓ + 4NH₃↑ + Na₂SO₄

• • • образования более прочного комплексного соединения с комплексообразователем или с лигандом:

[Cu(NH₃)₄]SO₄ + 4KCN_(изб) = K₂[Cu(CN)₄] + 4NH₃↑ + K₂SO₄

[Cu(NH₃)₄]SO₄ + 4HCl = 4NH₄Cl + CuSO₄

• • • образования малодиссоциированного электролита:

Na₂[Zn(OH)₄] + 4HCl_(изб) = 2NaCl + ZnCl₂ + 4H₂O

• • • действия любой сильной кислоты на гидрокомплексы; в этом случае образуется соль и вода:

К₃[Al(OH)₆] + 6HCl_(изб) = 3KCl + AlCl₃ + 6H₂O

• • • нагревания некоторых комплексных соединений:

[Cu(NH₃)₄]SO₄ → CuSO₄ + 4NH₃↑

Na[Al(OH)₄] → NaAlO₂ + 2H₂O

• • • окислительно-восстановительных реакций:

2Na[Ag(CN)₂] + Zn = Na₂[Zn(CN)₄] + 2Ag

6K₄[Fe(CN)₆] +K₂Cr₂O₇ +7H₂SO₄=6K₃[Fe(CN)₆] +Cr₂(SO₄)₃ +4K₂SO₄ +7H₂O

Диссоциация комплексных соединений

Комплексные соединения в водных растворах практически полностью диссоциируют на внешнюю и внутреннюю сферы. В то же время комплексный ион диссоциирует в незначительной степени как ассоциированный электролит. Количественной характеристикой диссоциации внутренней сферы в растворе является константа нестойкости, представляющая собой константу равновесия процесса диссоциации комплексного иона.

Например, в растворе комплексное соединение [Ni(NH₃)₆]SO₄ диссоциирует следующим образом:

[Ni(NH₃)₆]SO₄ = [Ni(NH₃)₆]²⁺ + SO₄^2-

Для комплексного иона [Ni(NH₃)₆]²⁺, диссоциирующего по уравнению

[Ni(NH₃)₆]²⁺ → Ni²⁺ + 6NH₃ 

константа равновесия процесса диссоциации носит название константы нестойкости К_н. Для рассматриваемого процесса К_н равна

К_н = [Ni²⁺]·[NH₃]⁶ / [[Ni(NH₃)₆]²⁺]                      (1)

Величина, обратная К_н, называется константой устойчивости:

К_у = 1/К_н                      (2)

Она представляет собой константу равновесия процесса образования комплексного иона:

Ni²⁺ + 6NH₃ ↔ [Ni(NH₃)₆]²⁺

Константа нестойкости К_н связана с изменением энергии Гиббса процесса диссоциации комплекса уравнением:

ΔG_T^о = — RTln К_н                      (3)

Примеры решения задач:

Задача 1. Вычислите:

1) Концентрацию ионов NO₃^— в 0,01 М растворе [Ag(NH₃)₂]NO₃.

2) Концентрацию Ag⁺ в 0,01 М растворе [Ag(NH₃)₂]NO₃, содержащем 2 моль/л избыточного аммиака,
если К_н[Ag(NH₃)₂]⁺ = 5,7× 10^— 8 при 298 К.

3) Величину ΔG^o₂₉₈ процесса диссоциации комплексного иона.

Решение:

1)

[Ag(NH₃)₂]NO₃ = [Ag(NH₃)₂]⁺ + NO₃^— 

[NO₃^— ] = 0,01М, поскольку комплекс диссоциирует как сильный электролит на комплексный ион и ионы внешней сферы.

2) Комплексный ион диссоциирует незначительно:

[Ag(NH₃)₂]⁺ → Ag⁺ + 2NH₃

Положение равновесия комплексного иона в присутствии избытка NH₃ еще больше смещено влево.

Пусть продиссоциировало x моль/л комплексного иона, тогда образовалось x моль/л ионов Ag⁺ и 2x моль/л аммиака. Суммарная концентрация аммиака равна (2x+2) моль/л. Концентрация недиссоциированного комплексного иона [Ag(NH₃)₂]⁺ составляет: (0,01–x) моль/л.

Концентрация аммиака, связанная с диссоциацией комплексного иона, ничтожно мала по сравнению с избытком аммиака. Доля комплексного иона, подвергшегося диссоциации, также ничтожно мала. Значит,

x = 1,43× 10^{— 10}

Следовательно, [Ag⁺] = 1,43× 10^— 10 моль/л.

Константа нестойкости связана с изменением энергии Гиббса процесса диссоциации [Ag(NH₃)₂]⁺ уравнением:

ΔG^о_T = — RTln К_н .

Значит, при Т = 298 К получаем:

ΔG^о₂₉₈ = — 8,314× 298× ln5,7× 10^— 8 = 41326 Дж = 413,3 кДж.

Задача 2. Произойдет ли осаждение AgCl при сливании 0,01М раствора [Ag(NH₃)₂]NO₃, содержащего 2 моль/л избыточного NH₃, с равным объемом 0,5М раствора KCl, если при 298 К ПР(AgCl) = 1,73× 10^— 10, К_н.[Ag(NH₃)₂]⁺ = 5,7× 10^— 8.

Решение. Осадок выпадет при условии: [Ag⁺][Сl^— ] > ПР(AgCl), т.е. если произведение концентраций ионов Ag⁺ и Сl^— в растворе будет больше ПР, то раствор окажется пересыщенным и из него будет выпадать осадок.

После смешения равных объемов растворов концентрации [Ag(NH₃)₂]NO₃, NH₃ и KCl уменьшатся в 2 раза и станут равными 5× 10^-3, 1 и 0,25 М соответственно.

Найдем концентрацию [Ag⁺] тем же способом, что и в предыдущей задаче,

откуда x = 2,85× 10^— 10.

Значит, [Ag⁺] = 2,85× 10^— 10 моль/л, а [Сl^— ] = 0,25 моль/л.

Следовательно, произведение концентраций ионов равно:

[Ag⁺][Сl^— ] = 2,85× 10^— 10× 0,25 = 7,1× 10^— 11(моль/л)².

Поскольку [Ag⁺][Сl^— ] = 7,1× 10^— 11 < 1,73× 10^— 10, то осадок не выпадет.

Задача 3. При какой концентрации ионов S^2- начнется выпадение осадка CdS из 0,6М раствора Na₂[Cd(CN)₄], содержащего 0,04 моль/л избыточного NaCN, если ПР(CdS) = 7,9× 10^— 27, К_н[Cd(CN)₄]^2- = 7,8× 10^— 18.

Решение. Осадок выпадет при условии: [Cd²⁺][S^2- ] > ПР(CdS), т.е. если произведение концентраций ионов Cd²⁺ и S^2- в растворе будет больше ПР. Следовательно, выпадение осадка начнется при [S^2-] > ПР(CdS):[Cd²⁺].

Na₂[Cd(CN)₄] = [Cd(CN)₄]^2- + 2Na⁺

Комплексный ион диссоциирует незначительно:

[Cd(CN)₄]^2- → Cd²⁺ + 4CN^—

Пусть продиссоциировало x моль/л комплексного иона, тогда образовалось x моль/л ионов Cd²⁺ и 4x моль/л ионов CN^— . Суммарная концентрация ионов CN^— равна (4x + 0,04) моль/л. Концентрация недиссоциированного комплексного иона [Cd(CN)₄]^2- составляет: (0,6 – x) моль/л.

К_н[Cd(CN)₄]^2- = [Cd²⁺ ] · [CN^—]⁴/ [[Cd(CN)₄]^2-]

x = 1,8·10^— 12 .

Следовательно, [Cd²⁺] = 1,8·10^— 12 моль/л.

Выпадение осадка начнется при [S^2- ] > 7,9·10^— 27: 1,8·10^— 12 > 4,39·10^— 15 моль/л.

Задачи для самостоятельного решения

1. Назовите следующие комплексные соединения:

Na₂[Pt(CN)₄Cl₂],

[Cu(NH₃)₄](NO₃)₂,

[Cu(H₂O)₄]SO₄

Na2[Pt(CN)4Cl2] – дихлоротетрацианоплатинат (IV) натрия; [Cu(NH3)4](NO3)2 – нитрат тетраамминмеди (II); [Cu(H2O)4]SO4 – сульфат тетрааквамеди (II);

2. Назовите следующие комплексные соединения

[Co(H₂O)₃Cl₃],

[Ni(NH₃)₆][PtCl₄].

[Co(H2O)3Cl3] – трихлоротриаквакобальт (III); [Ni(NH3)6][PtCl4] – тетрахлороплатинат (II) гексаамминникеля (II).

3. Составьте уравнение химической реакции:

Cr₂(SO₄)₃ + NaOH (изб.)→ 

4. Составьте уравнение химической реакции:

Cd(NO₃)₂ + Na₂SO₃ (изб.)→ 

5. Составьте уравнение химической реакции:

[Ag(NH₃)₂]NO₃ + Na₂S → 

6. Составьте уравнение химической реакции:

[Ag(NH₃)₂]NO₃ -t→

7. Составьте уравнение химической реакции:

K₄[Fe(CN)₆] + Н₂O₂ + H₂SO₄ →

8. Сколько граммов серебра содержится в виде ионов в 0,04М растворе K[Ag(CN)₂], содержащем в избытке 1,3 г KCN в 1 л раствора. Константа нестойкости иона [Ag(CN)₂] ^— равна 1,4·10^— 20.

9. Произойдет ли осаждение сульфида ртути, если к 1 л 0,3 М раствора K₂[HgI₄], содержащему избыточных 0,01 моль KI, добавить 1·10^— 4 моль K₂S? ПР(HgS) = 1,6·10^— 52, К_н [HgI₄]^2- = 1,5·10^— 31.

10. При какой концентрации ионов Cl^— начнется выпадение осадка AgCl из 0,6М раствора [Ag(NH₃)₂]NO₃, содержащего 1,2 моль/л избыточного аммиака, если ПР(AgCl) = 1,73·10^—10, К_н [Ag(NH₃)₂]⁺ = 5,7·10^— 8.

Дорогие читатели!

Первый номер наступившего года мы хотим
отметить рождением новой рубрики в нашей
газете – «Подготовка к ЕГЭ по химии».
Надеемся, что на ее страницах вы сможете
рассказать о своих наработках в этой области,
поделиться опытом и мыслями об организации и
проведении единого государственного экзамена
(ЕГЭ) в вашем регионе, написать нам о своем
отношении к этой новой форме государственной
(итоговой) аттестации выпускников 11-х классов.

Образование и разрушение
комплексных солей на примере
гидроксокомплексов

В нашем городе ЕГЭ по химии сдают уже с 2003 г.
За прошедшие пять лет накоплен определенный опыт
работы. Двое моих учеников имели наивысшие по
области баллы – 97 (2004) и 96 (2007). 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 недостаточно
внимания.

Амфотерные свойства имеют оксиды и гидроксиды
многих металлов. Они нерастворимы в воде, но
взаимодействуют и с кислотами, и со щелочами. При
подготовке к ЕГЭ нужно усвоить материал о
свойствах соединений цинка, бериллия, алюминия,
железа и хрома. Рассмотрим эти свойства с
точки зрения амфотерности.

1 Основные
свойства при взаимодействии с сильными
кислотами.

Например:

ZnO + 2HCl = ZnCl₂ + H₂O,

Zn(OH)₂ + 2HCl = ZnCl₂ + 2H₂O,

Al₂O₃ + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂O,

Al(OH)₃ + 3HCl = AlCl₃ + 3H₂O.

2
Кислотные свойства при взаимодействии со
щелочами.

1) Реакции при сплавлении:

Формулу гидроксида цинка записывают в
кислотной форме – H₂ZnO₂ (цинковая
кислота).

Кислотная форма гидроксида алюминия – H₃AlO₃
(ортоалюминиевая кислота), но она неустойчива, и
при нагревании отщепляется вода:

H₃AlO₃
H₂O + HAlO₂,

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

Al(OH)₃ + NaOH
NaAlO₂ + 2H₂O,

Al₂O₃ + 2NaOH 2NaAlO₂ + H₂O.

2) Реакции в растворе происходят с образованием комплексных
солей:

Следует отметить, что при взаимодействии
соединений алюминия со щелочами в растворе
получаются разные формы комплексных солей:

Na₃[Al(OH)₆] – гексагидроксоалюминат
натрия;

Na[Al(H₂O)₂(OH)₄] –
тетрагидроксодиакваалюминат натрия.

Форма соли зависит от концентрации щелочи.

Соединения бериллия (ВеО и Ве(ОН)₂)
взаимодействуют со щелочами аналогично
соединениям цинка, соединения хрома(III) и
железа(III) (Cr₂O₃, Cr(OH)₃, Fe₂O₃,
Fe(OH)₃) – аналогично соединениям алюминия, но
оксиды этих металлов взаимодействуют со
щелочами только при сплавлении.

При взаимодействии гидроксидов этих металлов
со щелочами в растворе получаются 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:

3
Металлические бериллий, цинк и алюминий
взаимодействуют с растворами щелочей, вытесняя
из них водород:

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

4 При
рассмотрении способов разрушения гидроксокомплексов
можно выделить несколько случаев.

1) При действии избытка сильной кислоты
получаются две средних соли и вода:

Na[Al(OH)₄] + 4HCl (изб.) = NaCl + AlCl₃
+ 4H₂O,

K₃[Cr(OH)₆] + 6HNO₃ (изб.) = 3KNO₃
+ Cr(NO₃)₃ + 6H₂O.

2) При действии сильной кислоты (в недостатке)
получаются средняя соль активного металла,
амфотерный гидроксид и вода:

Na[Al(OH)₄] + HCl = NaCl + Al(OH)₃ + H₂O,

K₃[Cr(OH)₆] + 3HNO₃ = 3KNO₃
+ Cr(OH)₃ + 3H₂O.

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

Na[Al(OH)₄] + H₂S = NaHS + Al(OH)₃ + H₂O,

K₃[Cr(OH)₆] + 3H₂CO₃ = 3KHCO₃
+ Cr(OH)₃ + 3H₂O.

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

Na[Al(OH)₄] + CO₂ = NaHCO₃ + Al(OH)₃,

K₃[Cr(OH)₆]+ 3SO₂ = 3KHSO₃ +
Cr(OH)₃.

5) При действии солей, образованных сильными
кислотами и катионами Fe³⁺, Al³⁺ и Cr³⁺,
происходит взаимное усиление гидролиза,
получаются два амфотерных гидроксида и соль
активного металла:

3Na[Al(OH)₄] + FeCl₃ = 3Al(OH)₃ + Fe(OH)₃ + 3NaCl,

K₃[Cr(OH)₆] + Al(NO₃)₃ =
Al(OH)₃ + Cr(OH)₃ + 3KNO₃.

6) При нагревании гидроксокомплексов щелочных
металлов выделяется вода:

Na[Al(OH)₄] NaAlO₂
+ 2H₂O,

K₃[Cr(OH)₆] KCrO₂ + 2H₂O
+ 2KOH.

5 Задания
для отработки умения составлять уравнения
реакций образования и разрушения
гидроксокомплексов.

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

П р и м е р   р е ш е н и я

а) K₃[Cr(OH)₆] + AlCl₃ = Cr(OH)₃ +Al(OH)₃ + 3KCl;

б) K₃[Cr(OH)₆] + 3H₂S = 3KHS + Cr(OH)₃ + 3H₂O;

в) K₃[Cr(OH)₆] + 6HCl (изб.) = 3KCl + CrCl₃ + 6H₂O;

г) K₃[Cr(OH)₆] + 3HCl (нед.) = 3KCl + Cr(OH)₃ + 3H₂O.

2) Даны водные растворы гексагидроксохромата(III)
натрия, сернистого газа, бромида железа(III),
гидроксида натрия.

Напишите уравнения четырех возможных реакций
между ними.

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

4) Осуществите превращения:

5) Осуществите превращения:

Г.С.ОСНОВСКАЯ,
учитель химии средней школы № 7
(г. Великие Луки, Псковская обл.)

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 +

3 ноября 2021

В закладки

Обсудить

Жалоба

Комплексные (координационные) соединения

Презентация предназначена для изучения материала по теме «Комплексные соединения» на углубленном уровне в 11 классе.

Комплексные соединения (КС) – это вещества, в состав которых входят сложные ионы, существующие как в кристалле, так и в растворе.

kompleks-s.pptx
kompleks-s.pdf

Автор: Плис Татьяна Фёдоровна.

1. Металл + кислота = соль + водород 

2. Металл + соль=  соль + металл

3. Металл (амфотерный) + щелочь (сплавление)  = соль + водород 

4. Основной оксид +  кислота  =  соль  +  вода

5. Основный оксид + кислотный оксид = соль

6. Кислотный оксид + основание = соль  + вода

7. Кислотный оксид + соль более летучей кислоты = соль  + летучий оксид

8. Амфотерный  оксид + карбонаты щелочных металлов  =  соль + газ

9. Гидриды металлов  разлагаются  кислотами = соль + водород: 

10. Щёлочь + кислота =  соль + Н₂О (реакция нейтрализации)

11. Соль  с кислотными оксидами = кислые и средние соли (избыток щелочи → средняя, избыток оксида → кислая)

12. Щелочь с растворами средних солей = соль + основание

13. Щелочь с кислыми солями = средняя соль.

14. Щелочь  с амфотерными оксидами и гидроксидами = средняя соль (сплавление)+ H2O

15. Щелочь с амфотерными металлами (кроме Fe и Cr) = средняя соль + H2↑ (сплавление)

16. Щелочь  с  неметаллами =  соль + H2↑, с   серой  и галогенами – 2 соли (кислородсодержащая +  бескислородная + H2O (не реагируют  N2, C, O2, инертные  газы) 

17.  Взаимодействие кислот  с растворами солей →соль + кислота (образуется осадок или газ)

18. Соль1 + соль2 = соль3 + соль4 

19. Кислые  соли  с металлами, стоящими  левее атома водорода = средние соли + водород

20. Кислые соли  с основными оксидами = средняя соль + вода

21.Кислые соли  с основаниями = средняя соль + вода

22. Кислые соли с кислотами =  кислота более слабая или летучая + соль (обычно берут сухую соль и действуют на нее концентрированной кислотой):

23. Разложение  кислых солей = средняя соль + вода + оксид

24. Основные соли, образованные сильными кислотами, при добавлении соответствующего кислотного гидроксида переходят в средние

содержат кислые кислотные остатки (с водородом)  HCO3‑, Н2РO42‑, HPO42‑ и др.

NaHSO4- гидросульфат натрия

 Ва(Н2РO4)2 – дигидрофосфат бария

1. ДИССОЦИАЦИЯ КИСЛЫХ СОЛЕЙ
Почти все кислые соли хорошо растворимы в воде, диссоциируют  нацело 

КHSO4 → К⁺ +  HSO4¯

Образующиеся кислые анионы, в свою очередь, обратимо диссоциируют: 

HSO4¯ ↔ H⁺ + SO4²¯

2. РЕАГИРУЮТ С МЕТАЛЛАМИ (стоящими левее водорода) = СРЕДНЯЯ СОЛЬ + ВОДОРОД 

2KНSO4 + Mg = H2 + MgSO4 + K2SO4 

3. РЕАГИРУЮТ С ОСНОВНЫМИ ОКСИДАМИ = СРЕДНЯЯ СОЛЬ + ВОДА 

2KHSO4 + MgO = H2O + MgSO4 + K2SO4, 

2NaHCO3 + CuO = H2O + CuCO3 + Na2CO3 

4. РЕАГИРУЮТ С ЩЕЛОЧАМИ = СРЕДНЯЯ СОЛЬ + ВОДА 

NaHSO4 + NaOH = Na2SO4 + Н2O

Pb(HSO4)2 + Pb(OH)2 = 2PbSO4↓ + 2H2O

5. РЕАГИРУЮТ С КИСЛОТАМИ, если  в результате реакции образуется кислота более слабая или летучая (обычно берут сухую соль и действуют на нее концентрированной кислотой):

NaHCO3 + HCl = NaCl + H2O + CO2↑

5. С РАСТВОРАМИ СОЛЕЙ, если выпадает осадок, выделяется газ или образуется вода:

2KHSO4 + MgCO3 = H2O + CO2↑ + K2SO4 + MgSO4, 

2KHSO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + K2SO4 + 2HCl. 

2NaHCO3 + BaCl2 = BaCO3↓ + Na2CO3 + 2HCl 

6. НЕКОТОРЫЕ КИСЛЫЕ СОЛИ ПРИ НАГРЕВАНИИ РАЗЛАГАЮТСЯ

Ca(HCO3)2 = CaCO3↓ + CO2↑ + H2O 

2NaHCO3 = CO2↑ + H2O + Na2CO3 

СОЛИ МЕТАЛЛОВ I ГРУППЫ А 

Все соли растворимы, за исключением  фторида, фосфата и силиката  (LiF, Li3PO4, Li2SiO3)

СОЛИ КАЛЬЦИЯ И МАГНИЯ

Жесткость воды и способы еѐ устранения. 

ВРЕМЕННАЯ

Вызывается наличием катионов кальция и магния и гидрокарбонат-анионов. 

Mg(HCO3)2, Ca(HCO3)2. 

Для удаления используют кипячение, добавление извести, соды: 

Ca(HCO3)2  = СаСО3↓ + СО2↑ + Н2О 

Са(ОН)2 + Ca(HCO3)2 =2СаСО3↓ + 2Н2О 

Na2CO3 + Ca(HCO3)2 = CaCO3↓ + 2NaHCO3

ПОСТОЯННАЯ

Вызывается наличием катионов кальция и магния и сульфат и  хлорид-ионов. 

MgCl2, CaCl2, CaSO4, MgSO4

Для удаления используют ионный обмен, добавление соды: 

СаСl2 + Na2CO3 = CaCO3↓ + 2NaCl

СОЛИ МЕДИ

МАЛАХИТ   Cu2(OH)2CO3. 

Разложение малахита:

Cu2(OH)2CO3   = 2CuO + CO2↑  + H2O

СОЛИ ЖЕЛЕЗА II

Соли железа (II) обесцвечивают растворы перманганата калия и бромную воду.

10Fe SO4+ 2KMnO4 + 8H2SO4  → 5Fe2(SO4)3  + 2MnSO4 + 8H2O

2FeSO4  + Br2 + H2SO4  → Fe2(SO4)3  + 2HBr

СОЛИ ЖЕЛЕЗА III

Соли железа (III) проявляют свойства окислителей

2FeCl₃+ Cu → FeCl₂ + CuCl₂

2FeCl₃+ 2NaI → 2FeCl₂ +  I₂ 

СОЛИ АММОНИЯ

1. Разложение при нагревании. 

разложение без ОВР → с выделением аммиака (хлорид, карбонат, фосфат, сульфат).

NH4Cl ⇄NH3 + HCl 

NH4HCO3 =NH3 + Н2O + CO2

b) окислительно-востановительное разложение (нитрат, нитрит, дихромат).

NH4NO3 = N2O + 2Н2O 

NH4NO2 = N2 + 2Н2O

(NH4)2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4Н2O

НИТРАТЫ    РАЗЛОЖЕНИЕ  

1.Нитраты щелочных металлов → нитрит + О2↑ :

2КNО3 = 2КNО2 + О2↑.

2.Нитраты от щелочноземельных металлов до меди включительно → оксид металла + NО2  + O2↑ :

2Сu(NО3)2 = 2СuО + 4NО2 + O2↑,

3.Нитраты наиболее тяжелых металлов (после Cu ) →  свободный металл + NО2  + О2↑:

Hg(NО3)2 = Нg + 2NО2 + О2↑,

4. Нитрат аммония:

NН4NО3 = N2О + 2Н2O.

СОЛИ ХРОМА (II) 

Все соли хрома (II) – сильные восстановители,  в растворах окисляются кислородом воздуха: 

4CrCl2 + O2 + 4HCl = 4CrCl3 + 2H2O

Бывают трех  видов: 

соли хрома (III) (CrCl₃) 

хромиты NaCrO₂ 

гидроксокомплексы K₃[Cr(OH)₆]. 

СОЛИ ХРОМА (III): 
1. Проявляют восстановительные свойства, переходя в Cr⁺⁶. 

Cr₂(SO₄)₃ +3H₂O + 10NaOH = Na₂CrO₄ + 3Na₂SO₄ + H₂O

2CrCl₃+ 3Cl₂ +16NaOH = 2Na₂CrO₄ + 12NaCl + 8H₂O

10CrCl₃ + 6KMnO₄ + 9H₂SO₄ + 11H₂O = 5H₂Cr₂O₇ + 6MnSO₄ + 3K₂SO₄ + 30HCl

2. Сильные восстановители  →Cr⁺². 

3. Взаимный гидролиз (в гидролизе): 

при смешивании растворов солей хрома (III) с растворами сульфидов, сульфитов, карбонатов происходит выпадение осадка гидроксида хрома (III) и выделение газа: 

2CrCl₃ + 3Na₂S + 6H₂O = 2Cr(OH)₃ + 3H₂S↑ + 6NaCl 

Хромиты устойчивы в щелочной среде, в кислой — разрушаются. 

недостаток кислоты → основание

NaCrO₂ + HCl + H₂O = Cr(OH)₃ + NaCl ; 

избыток кислоты → средняя соль 

NaCrO₂ + 4HCl = CrCl₃ + NaCl + 2H₂O. 

ТЕТРАГИДРОКСОХРОМАТЫ

Разлагаются при нагревании

Na₃[(Cr(OH)₆](конц.) = Cr(OH)₃↓ + 3NaOH (кипячение)

2. Разлагаются при взаимодействии с кислотами и кислотными оксидами

Na₃[(Cr(OH)₆] + 3HCl (разб, нед.) = Cr(OH)₃↓ + 3NaCl + 3H₂O

Na₃[(Cr(OH)₆] + 6HCl (конц, изб.) = CrCl ₃↓ + 3NaCl + 6H₂O

K₃[(Cr(OH)₆](р-р) + 3SO₂ = Cr(OH)₃↓ + 3KHSO₃

3. Подвергаются гидролизу

Na₃[(Cr(OH)₆](р-р) + FeCl₃ (р-р) = Cr(OH)₃↓ + 3Fe(OH)₃↓ + 3 NaCl

4. Окисляются сильными окислителями до хроматов

2Na₃[(Cr(OH)₆] + 3Cl₂ + 4NaOH (конц.) = 2Na₂CrO₄ + 6NaCl + 8H₂O

Na₃[(Cr(OH)₆] + NaBrO (конц.) = 2Na₂CrO₄ + NaBr + 2NaOH + 5H₂O

2K₃[(Cr(OH)₆](р-р) + 3H₂O₂ = 2K₂CrO₄ + NaBr + 2KOH + 8H₂O

ХРОМАТЫ  И ДИХРОМАТЫ 

ХРОМАТЫ – CrO₄²⁻  (желтого цвета)

ДИХРОМАТЫ —  Cr₂O7²⁻  (оранжевого цвета) 

Хроматы устойчивы в щелочной среде, а дихроматы – в кислой,  сильные окислители. 

1. Хроматы  и дихроматы (бихроматы)  восстанавливаются до Сr+3;  хроматы более слабые окислители, чем дихроматы. 

2K2CrO4 + 16НС1(конц) = 2СrС13 + 3Cl₂+ 4KC1 + 8H2O

2K2CrO4 + 3H₂S(г) + 2H2O(гор) = 2Cr(OH)3↓+ 3S↓+ 4KOH

Дихроматы реагируют со многими веществами по индивидуальному механизму. 

K2Cr2O7 + H2SO4(конц) = 2CrO3 + K2SO4 + H2O.

K2Cr2O7 +  2NaOH → K2CrO4 + Na 2CrO4 + H2O

 K2Cr2О7  + 3H₂S + 2H2O = 2Cr(OH)3↓+ 3S↓+ 2KOH

K2Cr2О7  + 3KNО2 + 4H2SО4(разб) = Cr2(SО4)3 +3KNО3 + K2SО4 + 4H2О 

K2Cr2О7 + 4A1 = 2Cr + 2KA1О2 + A12О3  

K2Cr2О7 + S = Cr2О3 + K2SО4 

4. Хроматы и дихроматы разлагаются  при нагревании 

4К2Сr2О7 = 4K2CrО4 + 2Cr2О3 + 3О₂↑

 (NH4)2Cr2О7 = N2↑+ Cr2О3 + 4H2О 

ПЕРМАНГАНАТ КАЛИЯ KMnO4 

тѐмно-фиолетовое кристаллическое вещество, растворимое в воде. 

1. При нагревании разлагается с выделением кислорода: 

2KMnO4 =  K2MnO4 + MnO2 + O2↑

2. При стоянии в растворе постепенно распадается: 

4KMnO4 + 2H2O =4MnO2 + 4KOH + 3O2↑

Комплексные соединения

Материалы портала onx.distant.ru

Состав комплексных соединений

Номенклатура комплексных соединений

Реакции образования комплексных соединений

Реакции разрушения комплексных соединений

Диссоциация комплексных соединений

Примеры решения задач

Задачи для самостоятельного решения

Состав комплексных соединений

Рис. 1. Состав комплексного соединения

Комплексное соединение, рисунок 1, состоит из внутренней и внешней сферы. Центральная частица, вокруг которой расположены окружающие ее лиганды, называется комплексообразователем. Число лигандов комплексообразователя называется координационным числом.

Номенклатура комплексных соединений

Комплексное соединение может состоять из комплексного катиона, комплексного аниона или может быть нейтральным.

Соединения с комплексными катионами . Вначале называют внешнесферный анион, затем перечисляют лиганды, затем называют комплексообразователь в родительном падеже (ему дается русское название данного элемента). После названия комплексообразователя в скобках римской цифрой указывается его степень окисления.

К латинскому названию анионного лиганда добавляется окончание “о” (F — — фторо, Cl — -хлоро, ОН — — гидроксо, CN — — циано и т.д). Аммиак обозначают термином “аммин”, СО – карбонил, NO – нитрозил, H₂O – аква.

Число одинаковых лигандов называют греческим числительным: 2 –ди, 3 – три, 4 – тетра, 5 – пента, 6 – гекса, 7 – гепта и т.д.

Вначале перечисляют лиганды анионные, затем нейтральные, затем катионные. Например,

[Pt(NH₃)₅Cl]Cl₃ – хлорид хлоропентаамминплатины (IV) .

Если в комплексе имеются несколько лигандов одинакового знака заряда, то они называются в алфавитном порядке:

Соединения с комплексными анионами. Вначале называют комплексный анион в именительном падеже: перечисляют лиганды, затем комплексообразователь (ему дается латинское название и к названию добавляется окончание “ат”). После названия комплексообразователя указывается его степень окисления. Затем в родительном падеже называется внешнесферный катион.

Na₂[Zn(OH)₄] – тетрагидроксоцинкат (II) натрия;

K₄[Fe(CN)₆] – гексацианоферрат (II) калия;

K₂[СuCl₄] – тетрахлорокупрат (II) калия.

Соединения без внешней сферы. Вначале называют лиганды, затем комплексообразователь в именительном падеже с указанием его степени окисления. Все название пишется слитно.

[Ni(CО)₄] – тетракарбонилникель (0);

Реакции образования комплексных соединений

Комплексные соединения обычно получают действием избытка лигандов на содержащее комплексообразователь соединение. Координационное число, как правило, в 2 раза больше степени окисления комплексообразователя. Из этого правила бывают, однако, исключения.

Образование комплексных солей.

Если комплексообразователем является Fe 2+ или Fe 3+ , то координационные числа в обоих случаях равны шести:

Координационные числа ртути и меди, как правило, равны четырем:

Для большинства аква- и амминных комплексов ионов d-элементов координационное число равно шести:

Реакции разрушения комплексных соединений

Разрушение комплексных соединений происходит в результате:

• • • образования малорастворимого соединения с комплексообразователем:

• • • образования более прочного комплексного соединения с комплексообразователем или с лигандом:

• • • действия любой сильной кислоты на гидрокомплексы; в этом случае образуется соль и вода:

Диссоциация комплексных соединений

Комплексные соединения в водных растворах практически полностью диссоциируют на внешнюю и внутреннюю сферы. В то же время комплексный ион диссоциирует в незначительной степени как ассоциированный электролит. Количественной характеристикой диссоциации внутренней сферы в растворе является константа нестойкости, представляющая собой константу равновесия процесса диссоциации комплексного иона.

Например , в растворе комплексное соединение [Ni(NH₃)₆]SO₄ диссоциирует следующим образом:

Для комплексного иона [Ni(NH₃)₆] 2+ , диссоциирующего по уравнению

константа равновесия процесса диссоциации носит название константы нестойкости К_н. Для рассматриваемого процесса К_н равна

К_н = [Ni 2+ ]·[NH₃] 6 / [[Ni(NH₃)₆] 2+ ] (1)

Величина, обратная К_н, называется константой устойчивости:

Она представляет собой константу равновесия процесса образования комплексного иона:

Константа нестойкости К_н связана с изменением энергии Гиббса процесса диссоциации комплекса уравнением:

ΔG_T о = — RTln К_н (3)

Примеры решения задач:

Задача 1. Вычислите:

1) Концентрацию ионов NO₃ — в 0,01 М растворе [Ag(NH₃)₂]NO₃.

2) Концентрацию Ag + в 0,01 М растворе [Ag(NH₃)₂]NO₃, содержащем 2 моль/л избыточного аммиака,
если К_н[Ag(NH₃)₂] + = 5,7× 10 — 8 при 298 К.

3) Величину ΔG o ₂₉₈ процесса диссоциации комплексного иона.

[NO₃ — ] = 0,01М, поскольку комплекс диссоциирует как сильный электролит на комплексный ион и ионы внешней сферы.

2) Комплексный ион диссоциирует незначительно:

Положение равновесия комплексного иона в присутствии избытка NH₃ еще больше смещено влево.

Пусть продиссоциировало x моль/л комплексного иона, тогда образовалось x моль/л ионов Ag + и 2x моль/л аммиака. Суммарная концентрация аммиака равна (2x+2) моль/л. Концентрация недиссоциированного комплексного иона [Ag(NH₃)₂] + составляет: (0,01–x) моль/л.

Концентрация аммиака, связанная с диссоциацией комплексного иона, ничтожно мала по сравнению с избытком аммиака. Доля комплексного иона, подвергшегося диссоциации, также ничтожно мала. Значит,

Следовательно, [Ag + ] = 1,43× 10 — 10 моль/л.

Константа нестойкости связана с изменением энергии Гиббса процесса диссоциации [Ag(NH₃)₂] + уравнением:

Значит, при Т = 298 К получаем:

ΔG о ₂₉₈ = — 8,314× 298× ln5,7× 10 — 8 = 41326 Дж = 413,3 кДж.

Задача 2. Произойдет ли осаждение AgCl при сливании 0,01М раствора [Ag(NH₃)₂]NO₃, содержащего 2 моль/л избыточного NH₃, с равным объемом 0,5М раствора KCl, если при 298 К ПР(AgCl) = 1,73× 10 — 10 , К_н.[Ag(NH₃)₂] + = 5,7× 10 — 8 .

Решение. Осадок выпадет при условии: [Ag + ][Сl — ] > ПР(AgCl), т.е. если произведение концентраций ионов Ag + и Сl — в растворе будет больше ПР, то раствор окажется пересыщенным и из него будет выпадать осадок.

После смешения равных объемов растворов концентрации [Ag(NH₃)₂]NO₃, NH₃ и KCl уменьшатся в 2 раза и станут равными 5× 10 -3 , 1 и 0,25 М соответственно.

Найдем концентрацию [Ag + ] тем же способом, что и в предыдущей задаче,

откуда x = 2,85× 10 — 10 .

Значит, [Ag + ] = 2,85× 10 — 10 моль/л, а [Сl — ] = 0,25 моль/л.

Следовательно, произведение концентраций ионов равно:

[Ag + ][Сl — ] = 2,85× 10 — 10 × 0,25 = 7,1× 10 — 11 (моль/л) 2 .

Поскольку [Ag + ][Сl — ] = 7,1× 10 — 11 — 10 , то осадок не выпадет.

Задача 3. При какой концентрации ионов S 2- начнется выпадение осадка CdS из 0,6М раствора Na₂[Cd(CN)₄], содержащего 0,04 моль/л избыточного NaCN, если ПР(CdS) = 7,9× 10 — 27 , К_н[Cd(CN)₄] 2- = 7,8× 10 — 18 .

Решение. Осадок выпадет при условии: [Cd 2+ ][S 2- ] > ПР(CdS), т.е. если произведение концентраций ионов Cd 2+ и S 2- в растворе будет больше ПР. Следовательно, выпадение осадка начнется при [S 2- ] > ПР(CdS):[Cd 2+ ].

Комплексный ион диссоциирует незначительно:

[Cd(CN)₄] 2- → Cd 2+ + 4CN —

Пусть продиссоциировало x моль/л комплексного иона, тогда образовалось x моль/л ионов Cd 2+ и 4x моль/л ионов CN — . Суммарная концентрация ионов CN — равна (4x + 0,04) моль/л. Концентрация недиссоциированного комплексного иона [Cd(CN)₄] 2- составляет: (0,6 – x) моль/л.

К_н[Cd(CN)₄] 2- = [Cd 2+ ] · [CN — ] 4 / [[Cd(CN)₄] 2- ]

Следовательно, [Cd 2+ ] = 1,8·10 — 12 моль/л.

Выпадение осадка начнется при [S 2- ] > 7,9·10 — 27 : 1,8·10 — 12 > 4,39·10 — 15 моль/л.

Задачи для самостоятельного решения

1. Назовите следующие комплексные соединения:

Na₂[Pt(CN)₄Cl₂] – дихлоротетрацианоплатинат (IV) натрия;

2. Назовите следующие комплексные соединения

[Ni(NH₃)₆][PtCl₄] – тетрахлороплатинат (II) гексаамминникеля (II).

3. Составьте уравнение химической реакции:

4. Составьте уравнение химической реакции:

5 . Составьте уравнение химической реакции:

6. Составьте уравнение химической реакции:

7. Составьте уравнение химической реакции:

Комплексные соединения

Цели. Сформировать представления о составе, строении, свойствах и номенклатуре комплексных соединений; развить навыки определения степени окисления у комплексообразователя, составления уравнений диссоциации комплексных соединений.
Новые понятия: комплексное соединение, комплексообразователь, лиганд, координационное число, внешняя и внутренняя сферы комплекса.
Оборудование и реактивы. Штатив с пробирками, концентрированный раствор аммиака, растворы сульфата меди(II), нитрата серебра, гидроксида натрия.

ХОД УРОКА

Лабораторный опыт. К раствору сульфата меди(II) прилить раствор аммиака. Жидкость окрасится в интенсивный синий цвет.

Что произошло? Химическая реакция? До сих пор мы не знали, что аммиак может реагировать с солью. Какое вещество образовалось? Каковы его формула, строение, название? К какому классу соединений его можно отнести? Может ли аммиак реагировать с другими солями? Есть ли соединения, аналогичные этому? Ответить на эти вопросы нам и предстоит сегодня.

Растворы CuSO₄ (а)
и комплексного соединения
[Cu(NH₃)₄(H₂O)₂]SO₄ (б)

Чтобы лучше изучить свойства некоторых соединений железа, меди, серебра, алюминия, нам потребуются знания о комплексных соединениях.

Продолжим наш опыт. Полученный раствор разделим на две части. К одной части прильем щелочь. Осадка гидроксида меди(II) Cu(OH)₂ не наблюдается, следовательно, в растворе нет двухзарядных ионов меди или их слишком мало. Отсюда можно заключить, что ионы меди вступают во взаимодействие с прибавленным аммиаком и образуют какие-то новые ионы, которые не дают нерастворимого соединения с ионами OH – .

В то же время ионы остаются неизменными. В этом можно убедиться, прибавив к аммиачному раствору раствор хлорида бария. Тотчас же выпадет белый осадок BaSO₄.

Исследованиями установлено, что темно-синяя окраска аммиачного раствора обусловлена присутствием в нем сложных ионов [Cu(NH₃)₄] 2+ , образовавшихся путем присоединения к иону меди четырех молекул аммиака. При испарении воды ионы [Cu(NH₃)₄] 2+ связываются с ионами , и из раствора выделяются темно-синие кристаллы, состав которых выражается формулой [Cu(NH₃)₄]SO₄•H₂O.

Комплексными называют соединения, содержащие сложные ионы и молекулы, способные к существованию как в кристаллическом виде, так и в растворах.

Формулы молекул или ионов комплексных соединений обычно заключают в квадратные скобки. Комплексные соединения получают из обычных (некомплексных) соединений.

Примеры получения комплексных соединений

Реагирующие вещества	Kомплексные соединения	Kомплексные ионы
CuSO4 + 4NH3	[Cu(NH3)4] SO4	[Cu(NH3)4] 2+
Fe(CN)2 + 4KCN	K4[Fe(CN)6]	[Fe(CN)6] 4–
PtCl2 + 2NH3	[Pt(NH3)2Cl2]	–

Строение комплексных соединений рассматривают на основе координационной теории, предложенной в 1893 г. швейцарским химиком Альфредом Вернером, лауреатом Нобелевской премии. Его научная деятельность проходила в Цюрихском университете. Ученый синтезировал много новых комплексных соединений, систематизировал ранее известные и вновь полученные комплексные соединения и разработал экспериментальные методы доказательства их строения.

А.Вернер
(1866–1919)

В соответствии с этой теорией в комплексных соединениях различают комплексообразователь, внешнюю и внутреннюю сферы. Комплексообразователем обычно является катион или нейтральный атом. Внутреннюю сферу составляет определенное число ионов или нейтральных молекул, которые прочно связаны с комплексообразователем. Их называют лигандами. Число лигандов определяет координационное число (КЧ) комплексообразователя.

Пример комплексного соединения

Рассмотренное в примере соединение [Cu(H₂O)₄)]SO₄•H₂O или CuSO₄•5Н₂О – это кристаллогидрат сульфата меди(II).

Определим составные части других комплексных соединений, например K₄[Fe(CN)₆].
(Справка. Вещество с формулой HCN – это синильная кислота. Соли синильной кислоты называют цианидами.)

Комплексообразователь – ион железа Fe 2+ , лиганды – цианид-ионы СN – , координационное число равно шести. Все, что записано в квадратных скобках, – внутренняя сфера. Ионы калия образуют внешнюю сферу комплексного соединения.

Природа связи между центральным ионом (атомом) и лигандами может быть двоякой. С одной стороны, связь обусловлена силами электростатического притяжения. С другой – между центральным атомом и лигандами может образоваться связь по донорно-акцепторному механизму по аналогии с ионом аммония. Во многих комплексных соединениях связь между центральным ионом (атомом) и лигандами обусловлена как силами электростатического притяжения, так и связью, образующейся за счет неподеленных электронных пар комплексообразователя и свободных орбиталей лигандов.

Комплексные соединения, имеющие внешнюю сферу, являются сильными электролитами и в водных растворах диссоциируют практически нацело на комплексный ион и ионы внешней сферы. Например:

[Cu(NH₃)₄]SO₄ [Cu(NH₃)₄] 2+ + .

При обменных реакциях комплексные ионы переходят из одних соединений в другие, не изменяя своего состава:

[Cu(NH₃)₄]SO₄ + BaCl₂ = [Cu(NH₃)₄]Cl₂ + BaSO₄.

Внутренняя сфера может иметь положительный, отрицательный или нулевой заряд.

Если заряд лигандов компенсирует заряд комплексообразователя, то такие комплексные соединения называют нейтральными или комплексами-неэлектролитами: они состоят только из комплексообразователя и лигандов внутренней сферы.

Таким нейтральным комплексом является, например, [Pt(NH₃)₂Cl₂].

Наиболее типичными комплексообразователями являются катионы d-элементов.

Лигандами могут быть:

а) полярные молекулы – NH₃, Н₂О, CO, NO;
б) простые ионы – F – , Cl – , Br – , I – , H – , H + ;
в) сложные ионы – CN – , SCN – , NO₂ – , OH – .

Pассмотрим таблицу, в которой приведены координационные числа некоторых комплексообразователей.

Kоординационное число	Ионы
2	Cu +, Ag + , Au +
4	Cu 2+ , Hg 2+ , Sn 2+ , Pt 2+ , Pb 2+ , Ni 2+ , Co 2+ , Zn 2+ , Au 3+ , Al 3+
6	Fe 2+ , Fe 3+ , Co 2+ , Co 3+ , Ni 2+ , Cr 3+ , Sn 4+ , Pt 4+

Номенклатура комплексных соединений. В соединении сначала называют анион, а затем катион. При указании состава внутренней сферы прежде всего называют анионы, прибавляя к латинскому названию суффикс —о-, например: Cl – – хлоро, CN – – циано, OH – – гидроксо и т.д. Далее называют нейтральные лиганды и в первую очередь аммиак и его производные. При этом пользуются терминами: для координированного аммиака – аммин, для воды – аква. Число лигандов указывают греческими словами: 1 – моно, 2 – ди, 3 – три, 4 – тетра, 5 – пента, 6 – гекса. Затем переходят к названию центрального атома. Если центральный атом входит в состав катионов, то используют русское название соответствующего элемента и в скобках указывают его степень окисления (римскими цифрами). Если центральный атом содержится в анионе, то употребляют латинское название элемента, а в конце прибавляют окончание —ат. В случае неэлектролитов степень окисления центрального атома не приводят, т.к. она однозначно определяется из условия электронейтральности комплекса.

Примеры. Чтобы назвать комплекс [Cu(NH₃)₄]Сl₂, определяют степень окисления (С.О.)
х комплексообразователя – иона Cu х+ :

Аналогично находят степень окисления иона кобальта:

Чему равно координационное число кобальта в этом соединении? Сколько молекул и ионов окружает центральный ион? Координационное число кобальта равно шести.

Название комплексного иона пишут в одно слово. Степень окисления центрального атома обозначают римской цифрой, помещенной в круглые скобки. Например:

На примере нескольких комплексных соединений определим структуру молекул (ион-комплексообразователь, его С.О., координационное число, лиганды, внутреннюю и внешнюю сферы), дадим название комплексу, запишем уравнения электролитической диссоциации.

K₄[Fe(CN)₆] 4K + + [Fe(CN)₆] 4– .

H[AuCl₄] – тетрахлорозолотая кислота (образуется при растворении золота в «царской водке»),

H[AuCl4] H + + [AuCl4]–.

[Ag(NH₃)₂]OH – гидроксид диамминсеребра(I) (это вещество участвует в реакции «серебряного зеркала»),

[Ag(NH₃)₂]OH [Ag(NH₃)₂] + + OH – .

Na[Al(OH)₄] – тетрагидроксоалюминат натрия,

Na[Al(OH)₄] Na + + [Al(OH)₄] – .

К комплексным соединениям относятся и многие органические вещества, в частности, известные вам продукты взаимодействия аминов с водой и кислотами. Например, соли хлорид метиламмония и хлорид фениламмония являются комплексными соединениями. Согласно координационной теории они имеют следующее строение:

Здесь атом азота – комплексообразователь, атомы водорода при азоте, радикалы метил и фенил – лиганды. Вместе они образуют внутреннюю сферу. Во внешней сфере находятся хлорид-ионы.

Многие органические вещества, имеющие большое значение в жизнедеятельности организмов, представляют собой комплексные соединения. К ним относятся гемоглобин, хлорофилл, ферменты и др.

Комплексные соединения находят широкое применение:

1) в аналитической химии для определения многих ионов;
2) для разделения некоторых металлов и получения металлов высокой степени чистоты;
3) в качестве красителей;
4) для устранения жесткости воды;
5) в качестве катализаторов важных биохимических процессов.

Урок №15. Комплексные соединения

Комплексные соли — это сложные вещества, в состав которых входят комплексный катион и анион, либо катион и комплексный анион

Na 2 [Zn(OH) 4 ] →2Na + + [Zn(OH) 4 ] 2-

Ионы противоположного знака, связанные с комплексным ионом, образуют внешнюю сферу.

Комплексный ион состоит из комплексообразователя и лигандов и образует внутреннюю сферу (внутреннюю сферу заключают в квадратные скобки).

Комплексообразователь – это d-элемент, имеющий на внешнем уровне достаточное количество свободных орбиталей (Cu +2 , Ag + , Pt +4 , Fe +2 , Fe +3 , Co +2 , Co +3 , Co +2 )

Лиганды – это ионы и молекулы, имеющие свободные электронные пары (OH — , CN — , Cl — , NH 3 , H 2 O)

Координационное число (КЧ) — это число лигандов в комплексном ионе

Координационное число зависит:

от природы центрального атома;

условий образования комплексов.

Виды комплексов

Соединения с комплексными анионами

K 2 [PtCl 4 ] — тетрахлороплатинат (II) калия

Na 2 [Zn(OH) 4 ] — тетрагидроксоцинкат натрия

Na[Cr(H 2 O) 2 F 4 ] — тетрафтородиаквахромат (III) натрия

Соединения с комплексными катионами

[Ag(NH 3 ) 2 ]Cl – хлорид диамминсеребра

[Al(H 2 O) 5 OH]SO 4 – сульфат гидроксопентаакваалюминия

[Pt(H 2 O)(NH 3 ) 2 OH] NO 3 – нитрат гидроксодиамминакваплатины (II)

Соединения без внешней сферы

[Al (H 2 O) 3 (OH) 3 ] — тригидроксотриакваалюминий

[Pt(NH 3 ) 2 Cl 2 ] – дихлородиамминплатина (II)

[Co(NH 3 ) 3 Cl 3 ] – трихлоротриамминкобальт (III)

Номенклатура

в названиях комплексных ионов сначала указываются лиганды;

название комплексного иона завершается названием металла с указанием его степени окисления (римским цифрами в скобках);

в названиях комплексных катионов используются русские названия металлов;

в названиях комплексных анионов используются латинские названия металлов: Al –алюминат, Cr – хромат, Fe – феррат;