Главная страница
Навигация по странице:

  • Строение комплексных соединений Строение комплексных соединений и их поведение в растворах объясняет координационная теория

  • Координационное число

  • 2.2. Химическая связь в комплексных соединениях. Метод валентных связей

  • 2.3 Номенклатура комплексных соединений.

  • Порядок перечисления ионов.

  • Окончания названий комплексов.

  • Свойства комплексных соединений и реакции обмена с участием комплексных ионов.

  • 2.5. Получение и разрушение комплексных соединений.

  • 2.6.Окислительно-восстановительные реакции с участием комплексных соединений.

  • Порядок выполнения работы. Различие между двойной и комплексной солью.

  • Образование и разрушение комплексных ионов.

  • 3.3. Окислительно – восстановительные реакции с участием комплексных соединений.

  • Влияние концентрации раствора на комплексообразование.

  • Лабораторная работа №2. Комплексные соединения. Лабораторная работа


    НазваниеЛабораторная работа
    АнкорЛабораторная работа №2. Комплексные соединения.doc
    Дата16.12.2017
    Размер89 Kb.
    Формат файлаdoc
    Имя файлаЛабораторная работа №2. Комплексные соединения.doc
    ТипЛабораторная работа
    #11677

    Лабораторная работа


    Комплексные соединения

    1. Цель работы

    Ознакомление со свойствами комплексных соединений, способами их получения и устойчивостью в растворах. Получение навыков составления реакций с участием комплексных соединений


    1. Основные теоретические положения




      1. Строение комплексных соединений

    Строение комплексных соединений и их поведение в растворах объясняет координационная теория, созданная в конце ХIХ века швейцарским химиком Альфредом Вернером. Соединения такого типа, как BF3, CH4, NH3, H2O, CO2 и др., в которых элемент проявляет свою обычную валентность, называются валентнонасыщенными соединениями или соединениями первого порядка. При взаимодействии соединений первого порядка друг с другом получаются соединения высшего порядка (гидраты, аммиакаты, продукты присоединения кислот, органических молекул, двойные соли и многие другие).

    CoCl3 + 6NH3 = CoCl3 . 6NH3 или [Co(NH3)6]Cl3

    BF3 + HF = BF3 . HF или H[BF4]

    Fe(CN)3 + 3KCN = Fe(CN)3 . 3KCN или K3[Fe(CN)6]

    Согласно теории Вернера, любой элемент после насыщения его обычных валентностей способен проявлять ещё и дополнительную валентность – координационную. Именно засчёт этой валентности и происходит образование соединений высшего порядка – комплексных соединений.

    В каждом комплексном соединении различают внутреннюю и внешнюю сферы. Болеетесно связанные частицы внутренней сферы называют комплексным ионом или комплексом (заключают в квадратные скобки).

    Центральный ион или атом внутренней сферы комплекса, вокруг которого группируются ионы или молекулы, называется комплексообразователем или ядром комплекса, а координируемые им во внутренней сфере ионы или молекулы – лигандами или аддендами. Роль комплексообразователей чаще всего выполняют катионы переходных металлов, реже анионы или нейтральные атомы, имеющие вакантные орбитали. Примерами лигандов могут служить анионы: Г-, OH-, CN-, CNS-, NO2-, CO32-, C2O42-; нейтральные молекулы: Н2О, NH3, CO, NO, Г2, N2H4, NH2-CH2-CH2-NH2(этилендиамин), аминоуксусная кислота NH2-CH2-COOH. Координационное число (К.Ч.) или координационная валентность – общее количество лигандов, входящих во внутреннюю сферу комплекса. Известны координационные числа 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 12. Чаще других встречаются 4, 6 и 2. Эти числа соответствуют наиболее симметричной геометрической конфигурации комплекса – октаэдрической (6), тетраэдрической (4) и линейной (2). Координационная валентность зависит от природы комплексообразователя и лигандов, от степени окисления комплексообразователя, от соотношения размеров комплексообразователя и лигандов, концентрации раствора комплексного соединения.

    Чем выше степень окисления комплексообразователя, тем больше координационное число: [Cu+(NH3)2]+, но [Cu2+(NH3)4]2+.

    Незаряженные лиганды обычно присоединяются к комплексообразователю в большем числе, чем заряженные: [Сo(H2O)6]2+, но [СoCl4]2.-.

    Например, с ионами Cl-, Br-, I- алюминий проявляет К.Ч. 4, а с меньшим ионом F- - 6: K[AlCl4],но K3[AlF6].
    2.2. Химическая связь в комплексных соединениях.

    Метод валентных связей является весьма наглядным способом описания комплексных соединений. В его основе лежат следующие положения:

    1. Связь между комплексообразователем и лигандами донорно-акцепторная σ-типа. Лиганды предоставляют электронные пары, а ядро комплекса – свободные орбитали.

    2. Орбитали центрального атома, участвующие в образовании связи, подвергаются гибридизации, которая определяет геометрию комплекса. Тип гибридизации определяется числом, природой и электронной структурой лигандов.

    3. Дополнительное упрочение комплекса обусловлено тем, что наряду с σ-связями могут возникать и π-связи. Это происходит, если занятая электронами орбиталь центрального атома перекрывается с вакантной орбиталью лиганда.

    4. Магнитные свойства комплекса объясняются исходя из заселённости орбиталей. При наличии неспаренных электронов комплекс парамагнитен. Спаренность электронов обусловливает диамагнетизм комплексного соединения.

    Рассмотрим, как МВС описывает электронную структуру и свойства некоторых комплексов, образованных 3d–элементами: кобальтом, никелем и медью. В таблице собственные электроннные пары комплексообразователей изображены сплошными стрелками, а электронные пары лигандов, ответственные за донорно-акцепторные σ-связи, представлены пунктирными стрелками.

    Комплекс

    Заселённость орбиталей комплексообразователя

    Тип гибридизации ядра комплекса

    Структура комплекса


    Co3+

    3d

    4s

    4p

    4d
    [CoF6]3-




    sp3d2

    Октаэдр.

    [NiCl4]2-




    sp3

    Тетраэдр.

    [Cu(NH3)2]+




    sp

    Линейная


    Наряду с моноядерными комплексами, включающими только один центральный атом, существуют полиядерные, в структуре которых одновременно присутствуют два или несколько центральных атомов-комплексообразователей.

    Помимо МВС для описания комплексных соединений широко используют Теорию кристаллического поля (ТКП), основанную на электростатической модели, её усовершенствованную модель – Теорию поля лигандов (ТПЛ), в которой электростатическое взаимодействие дополнено идеей перекрывания орбиталей, и, наконец, Метод молекулярных орбиталей (ММО).
    2.3 Номенклатура комплексных соединений.

    Названия комплексных соединений, применяемые в настоящее время, утверждены комиссией по номенклатуре неорганических соединений Международного Союза по теоретической и прикладной химии (IUPAC). Ниже приведены некоторые правила, заимствованные из материалов этой комиссии.

    1. Порядок перечисления ионов. Первым называют катион, затем – анион.

    2. Окончания координационных групп. Нейтральные группы называются также, как и молекулы. Исключениями являются акво2О) и амин (NH3). К отрицательно заряженным ионам прибавляют окончания «о».

    3. Окончания названий комплексов. Характерным окончанием для анионных комплексов является «ат» или «овая», если называется кислота. Для катионных и нейтральных комплексов типичных окончаний нет.

    4. Степень окисления комплексообразователя обозначается арабской цифрой в скобках после его названия.

    [Ag(NH3)2]Cl – диаминаргенто (1+) хлорид

    K2[CuCl3] – калия трихлоркупрат (1+)

    H2[Pt(CN)6] – гексацианоплатиновая кислота или водорода гексацианоплатинат (4+)

    [Al(H2O)6]Cl3 гексааквоалюминий хлорид

    [Cu(NH3)2]OH – диаминмедь (1+) гидроксид

    K4[SnF8] – калия октафторстаннат (4+)


      1. Свойства комплексных соединений и реакции обмена с участием

    комплексных ионов.

    Для комплексных соединений характерна первичная и вторичная диссоциация.

    Первичная диссоциация комплексных соединений на комплексный ион и противоположно заряженные ионы внешней сферы протекает полностью, как у сильных электролитов.

    K2[Zn(CN)4] = 2K+ +[Zn(CN)4]2-

    [Co(NH3)6](NO3)2 = [Co(NH3)6]2+ +2NO3-

    Поэтому, соединения, содержащие комплексные ионы, могут вступать в реакции обмена с электролитами с образованием малорастворимых веществ.

    2CuSO4 + K4[Fe(CN)6] = Cu2[Fe(CN)6] + 2K2SO4;

    2Cu2+ + [Fe(CN)6]4- = Cu2[Fe(CN)6]

    Однако, в отличие от “простых” ионов, комплексные ионы сами способны к диссоциации, которая называется вторичной диссоциацией. Она характеризует диссоциацию самого комплексного иона и протекает ступенчато, как у слабых электролитов, подчиняясь закону действия масс. Количественно каждая ступень характеризуется константой диссоциации.

    I ступень: [Ag(NH3)2]+ = [AgNH3]+ +NH3

    Кд(I)
    [AgNH3]+ [NH3]


    =

    [Ag(NH3)2]+
    II ступень: [AgNH3]+ = Ag+ + NH3

    Кд(II) =
    [Ag+] [NH3]

    [AgNH3]+

    В целом устойчивость комплексного иона в растворе характеризуется величиной константы нестойкости Кн , которая равна произведению констант диссоциации отдельных ступеней.

    Кн = Кд(I) Кд(II)

    Общая константа нестойкости Кн является константой равновесия полной диссоциации комплекса:

    [Ag(NH3)2]+ = Ag+ + 2NH3


    [Ag+] [NH3]2


    К
    [Ag(NH3)2]+

    н =
    Чем меньше константа нестойкости, тем прочнее комплексный ион.

    Комплексные соединения, в частности соли, очень сходны с двойными солями. Подобно комплексным, двойные соли также образуются путем соединения простых солей

    MgCl2+KCl=KCl∙MgCl2

    Отличаются комплексные соли от двойных прежде всего величиной константы нестойкости: у типичных двойных солей константа нестойкости очень велика , у типичных комплексных солей она, наоборот, очень мала. Резкой границы между двойными и комплексными солями не существует.

    Двойные соли диссоциируют на те ионы, которые находились в растворах простых солей, послуживших для их образования, например,

    KCl∙MgCl2 K++Mg2++3Cl-

    Двойные соли можно рассматривать как комплексные соли с малоустойчивой, легко диссоциирующей на ионы внутренней координационной сферой.
    2.5. Получение и разрушение комплексных соединений.

    Образование и разрушение комплекса объясняется смещением равновесия его диссоциации и объясняется принципом Ле Шателье. Равновесие диссоциации иона [Ag(NH3)2]+ = Ag+ + 2NH3 смещается в сторону образования комплекса (влево) при увеличении концентрации ионов Ag+ и NH3. При этом образуются соединения, в которых центральный атом или лиганд связаны более прочно, чем в исходном комплексе. Многие комплексные соединения хорошо растворимы в воде, поэтому комплексообразование используется для перевода в раствор труднорастворимых соединений.

    Хлорид серебра растворяется в избытке цианида калия:

    AgCl + 2KCN = K[Ag(CN)2] + KCl

    AgCl + 2CN- = [Ag(CN)2]- + Cl-

    Это связано с тем, что ион серебра в ионе [Ag(CN)2]- связан более прочно, чем в AgCl.




    AgCl = Cl- + Ag+ + 2CN = [Ag(CN)2]-
    ПР(AgCl) = 5∙10-8 Кн[Ag(CN)2]- = 1∙10-21

    П
    ри избытке CN-

    При добавлении азотной кислоты к [Ni(NH3)6]Cl2 происходит разрушение комплекса, о чём свидетельствует изменения окраски раствора. Это связано с образованием катиона аммония, в котором аммиак связан с катионом водорода более прочно, чем с катионом никеля.




    [Ni(NH3)6]2+ = Ni2+ + 6NH3 + 6H+ = 6NH4+ + Ni2+
    Кн[Ni(NH3)6]2+ = 1∙10-8 Кн[NH4]+ = 6∙10-10

    П
    ри избытке Н+
    2.6.Окислительно-восстановительные реакции

    с участием комплексных соединений.

    Комплексные соединения могут участвовать в окислительно-восстановительных реакциях. При этом изменяется степень окисления центрального атома.

    Возможны реакции двух типов:

    а) Изменение степени окисления без разрушения комплекса

    2K3[Fe3+(CN)6] + 2KI = 2K4[Fe2+CN)6] + I2

    б) Изменение степени окисления с разрушением комплекса в результате восстановления центрального иона до металла

    Zn + 2K[Au+(CN)2] = 2Auo + K2[Zn(CN)4]


    1. Порядок выполнения работы.




      1. Различие между двойной и комплексной солью.

        1. Налейте в пробирку 10-12 капель раствора FeCl3 и добавьте по каплям раствор роданида калия KCNS. Наблюдайте появление кроваво-красного окрашивания вследствие образования роданида железа Fe(CNS)3. Данная реакция позволяет обнаружить в растворе ионы железа Fe3+.

        2. В одну пробирку налейте 10-12 капель калия гексацианоферрита(3+) K3[Fe(CN)6], а в другую – 10-12 капель раствора железо-аммонийных квасцов (NH4)2SO4Fe2(SO4)3. В обе пробирки по каплям добавьте раствор KCNS. Наблюдайте цвет растворов в пробирках. На основании этого сделать заключение, какая из взятых солей является двойной, а какая – комплексной.




      1. Образование и разрушение комплексных ионов.

    3.2.1. Получение аммиачного комплекса меди.

    а) Налейте в пробирку 10-12 капель раствора сульфата меди(II) и добавьте по каплям 25%-й раствор аммиака. Наблюдайте первоначальное образование осадка гидроксосульфата меди и последующее его растворение в избытке аммиака с образованием окрашенного раствора комплексной соли.

    б) К полученному раствору добавьте небольшое количество раствора соляной кислоты. Наблюдайте изменение окраски раствора.

    (Координационное число Cu2+ равно 4.)

    3.2.2. Получение аммиачного комплекса серебра.

    а) Налейте в пробирку 1-2 мл раствора нитрата серебра и столько же раствора хлорида натрия. Полученный осадок растворите, получив раствор комплексной соли серебра. Для этого добавьте несколько капель концентрированного раствора аммиака.

    б) Полученный раствор комплексной соли серебра разлейте в две пробирки. В одну пробирку добавьте раствор хлорида натрия, в другую – раствор йодида калия. Наблюдайте отсутствие осадка в первой пробирке и его наличие во второй.

    (Координационное число Ag+ равно 2, ПР(AgCl) = 1.10-10, ПР(AgI) = 1.10-16, Кн[Ag(NH3)2]+ = 9,3.10-8.)

    3.2.3. Получение гидроксокомплекса цинка.

    а) Налейте в пробирку 2-3 мл раствора сульфата цинка и добавьте по каплям раствор гидроксида натрия до появления осадка. К раствору с осадком добавьте избыток щёлочи до полного растворения осадка в результате образования раствора комплексной соли.

    б) К полученному раствору добавьте 3-4 капли раствора серной кислоты. Наблюдайте появление осадка в виде помутнения раствора.

    (Координационное число Zn2+ равно 4.)

    3.2.4. Получение роданидного комплекса железа.

    В первую пробирку налейте 2-3 мл раствора хлорида железа (Ш), а во вторую – столько же раствора калия гексацианоферрита (3+). В каждую пробирку добавьте несколько капель раствора роданида калия. Наблюдайте изменение цвета раствора только в первой пробирке. На основании опыта сделайте вывод о том, какой из двух комплексов железа (3+) более устойчив – цианидный или роданидный?

    3.2.5. Получение аммиачного комплекса никеля.

    Налейте в пробирку 1 мл раствора сульфата никеля и добавьте по каплям концентрированный раствор аммиака. Наблюдайте осадок сульфата никеля и последующее его растворение вследствие образования раствора комплексной соли.

    К полученному раствору добавьте равный объём насыщенного раствора бромида калия и наблюдайте образование осадка гексааминникеля (2+) бромида. Затем к осадку добавьте раствор соляной кислоты. Отметьте растворение осадка и изменение цвета раствора. На основании результатов опыта сделайте вывод о том, какое соединение аммиака – [NH4]+ или [Ni(NH3)6]2+ более устойчиво в данных условиях.
    3.3. Окислительно – восстановительные реакции с участием комплексных соединений.

        1. Налейте в пробирку 1 мл раствора перманганата калия, добавьте равный объём раствора серной кислоты, а затем по каплям раствор калия гексацианоферрата (2+). Наблюдайте изменение окраски раствора.

        2. Получите диаминаргенто (1+) хлорид (Опыт 3.2.2а). В раствор опустите кусочек металлического цинка. Что наблюдается?

        3. Получите тетрааминмеди (2+) сульфат (Опыт 3.2.1.а). В раствор опустите кусочек металлического цинка. Что наблюдается на поверхности цинка?

        4. Налейте в пробирку 1 мл раствора хлорида кобальта и 2 мл раствора аммиака. Отметьте цвет образовавшегося аммиачного комплекса кобальта (2+). К полученному раствору добавьте 1 мл раствора хлорида аммония и 2 мл раствора пероксида водорода. Содержимое пробирки нагрейте. Как изменяется цвет раствора вследствие окисления Со2+ до Со3+ ?

    (Координационное число Со2+ и Со3+ равно 6.)


      1. Влияние концентрации раствора на комплексообразование.

        1. Налейте в пробирку 10-12 капель раствора CoCl2, добавьте по каплям насыщенный раствор KCNS. Наблюдайте изменение цвета раствора.

    К полученному раствору по каплям добавляйте дистиллированную воду и наблюдайте за изменением цвета.

    (Координационное число Со2+ равно 4.)


    1. Содержание отчёта.




    1. Краткое описание наблюдаемых явлений.

    2. Уравнения реакций в молекулярной и ионно-молекулярной формах с названием комплексных соединений согласно IUPAC.

    3. Объяснение направления реакций образования и разрушения комплексов, исходя из величин констант нестойкости ( Кн ) и произведения растворимости ( ПР ).

    4. Уравнение окислительно-восстановительных реакций должны быть составлены ионно-электронным методом с указанием окислителя и восстановителя.

    написать администратору сайта