Модуль 2. свойства веществ и Основные процессы химии
Лабораторная работа № 9
Комплексные соединения
Молекулярные соединения, образующие при диссоциации комплексные ионы, талантливые существовать в растворах, именуются комплексными либо координационными.
Многие комплексные соединения приобретают из двух ими трех веществ. К примеру:
3NaOH + А1(0Н)3 = Na3[Al(OH)6]
Fe(CN)2 + 4KCN = K4[Fe(CN)6]
Координационные соединения имеют координационную (внутреннюю) сферу, которую составляют комплексообразователь (центральный атом либо ион) и лиганды.
В водных растворах комплексные соединения диссоцн ируют как сильные электролиты с образованием комплексных ионов. Комплексные ионы кроме этого диссоциируют, но не в значительной мере и ступенчато. К примеру:
[Ag(NH3)2]Cl — [Ag(NH3)2]+ + СГ [Ag(NH3)2]+ * [Ag(NH3)]+ + NH3 (1 ступень)
[Ag(NH3)]+ Ag+ + NH3 (2 ступень)
Константы диссоциации комплексных ионов смогут бытьохарактеризованы константами равновесий, каковые именуются в этом случае, ступенчатыми константами нестойкости. Чем меньше константа нестойкости, тем прочнее комплекс м и ион. Произведение ступенчатых констант нестойкости равен неспециализированной константе нестойкости. Так, для иона [Ag(NH4)]
неспециализированная константа нестойкости Кяест =5,8 • 10
Комплексные соединения с громадной константой нестойкое i и следовательно, малоустойчивой внутренней сферой, именуют двойными солями, к примеру (NH4)2[Fe(SO4)2] • 6Н2О, К;,|СиС14]. Их записывают в виде двойных солей: (NH4)2SO4 • I’VSO4 ¦ 6Н2О; CuCl2 • 2КС1. В водном растворе двойные соли диссоциируют фактически нацело:
NH4Fe(SO4)2 — Fe3+ + NH4 + 2SO|
Комплексные соединения классифицируют:
1. По заряду комплексного иона:
а) катионные комплексы — [Cu(NH3)4]2+Cl2, (AI(H2O)5OH]2+(OH)2,[Ni(H2O)6]2+SO4;
б) анионные комплексы — Na2[CuCl4]2~, K2[HgI4]2~,
Nn|Au(CN)2]-;
в) молекулярные комплексы (без внешней сферы) [Pt(C2O4)2Br2]0, [Co (NH3)3C13]0.
2. По принадлежности к определенному классу соединений:
а) комплексные кислоты — H[AuCl4], H[BF4];
б) комплексные основания — [Ni(NH3)6](OH)2, Сu(NH3)4](OH)2;
в) комплексные соли — K3[A1направляться6], [Ni(H2O)6]SO4.
Цель работы
Ознакомление со особенностями комплексных двойных солей и соединений; получение комплексов разного типа; изучение устойчивости комплексных соединений посредством качественных реакций.
реактивы и Оборудование
Пробирки конические. Иодид меди(1). Хлорид меди(1). Хлорид хрома(III). Тиоцианат аммония. Растворы: хлорида аммония (насыщ.), тиоцианата аммония (0,1 М), хлорида натрия (0,1 М), хлорида калия (0,1 М), тиоцианата калия (0,1 М), тиосульфата натрия (0,1 М), сульфита натрия (0,1 М), иодида калия (0,1 М), сульфата меди (0,1 М), нитрата серебра (0,1 М), сульфата цинка (0,1 М), сульфата кадмия (0,1 М), нитрата ртути (II) (0,1 М), хлорида бария (0,1 М), «ульфата алюминия (0,1 М), хлорида олова(II) (0,1 М), нитрата синица (0,1 М), сульфата хрома (0,1 М), соли Мора (0,1 М), хлорида| железа(III) (0,1 М), сульфата кобальта (0,1 М), хлорида кобальта (насыщ.), сульфата никеля (0,1 М), соляной кислоты (конц.), аммиака (25%-ный, 0,1 М), гексацианоферрата(II) калия, гексацианоферрата
(III) калия, аммониево-металлических квасцов. Смесь эфира с амиловым спиртом. Сероводородная вода.
Опыт 1. Свойства двойных и комплексных солей
В три пробирки поместить по 3 капли раствора аммониево-металлических квасцов NH4Fe(SO4)2 • 12Н2О. В четвертую пробирку поместить 3 капли гексацианоферрата(III) калия K3[Fe(CN)6]. В первую пробирку прибавить 2 капли раствора тиоцианата аммония NH4SCN, во вторую — 2 капли раствора хлорида бария ВаС12, в третью — 3 капли раствора гидроксида натрия
(содержимое данной пробирки нагреть до появления запаха аммиака), в четвертую — 2 капли тиоцианата аммония.
Во всех ли пробирках происходит реакция? Написать уравнения диссоциации двойной и комплексной солей, молекулярные и ионные уравнения реакций, благодаря которым обнаруживались ионы солей в растворе. Написать выражение константы нестойкости комплексного иона [Fe(CN)6]3-, отыскать в таблице (см. приложение) ее числовое значение и сделан вывод об устойчивости этого иона в растворе.
Опыт 2. Свойства аквакомплексов.
А. Поместить в маленький тигель 1—2 микрошпателя бронзового купороса. Слабо прокалить содержимое тигля. Обратить внимание на трансформацию цвета кристаллов. По окончании того как тигель остынет, добавить 1—2 капли воды, отметить изменение окраски раствора. Написать уравнения реакций.
Б. В пробирку поместить 1—2 микрошпателя кристалл» гидрата хлорида кобальта (П) СоС12 • 6Н2О, с опаской нагреть. Замечать изменение цвета, соответствующее реакции отщепления воды
2[Со(Н2О)6]С12 = Со[СоС14] + 12Н2О^
Охладить пробирку и прибавить пара капель раствоpa NaOH. Записать наблюдения.
Опыт 3. свойства и Получение некоторых аммиакатов
A. Поместить в пробирку 3 капли сульфата меди (II) Cu SO4, после этого прибавить 2 капли гидроксида аммония NН4OH. Замечать выпадение осадка главной соли [CuOH]2SO4. Отметить цвет осадка и записать уравнение реакции.
Кполученному осадку прибавить избыток концентрированого раствора NH4OH. Что отмечается? Записать уравнение реакции получения сульфата тетрамминомеди (II) [Cu (NH3)4] SO4.
Прибавить к взятому раствору 3—5 капель сероводородной кислоты H2S. Написать уравнение реакции и растолковать выпадение тёмного осадка, учитывая, что ПРСиs = 8,5 • 10 — 45.
Б. К 1 капле раствора нитрата серебра AgNO3 прибавить 2 капли раствора хлорида калия КС1 либо натрия NaCl. К взятому осадку прибавить раствор гидроксида аммония NН4OH до полного растворения осадка хлорида серебра AgCl. Написать уравнения реакций.
В пробирку с взятым раствором хлорида диаминосеребра [Ag(NH3)2]Cl прибавлять по каплям разбавленной азотной кислоты HNO3 (3 — 5 капель). Написать уравнение реакции и растолковать образование осадка при прибавлении HNO3.
В. К 3 каплям раствора соли никеля (II) додавать по каплям водный раствор аммиака NH4OH до растворения выпадающей в осадок главной соли. Отметить цвет оказавшегося раствора. Записать уравнения реакций (координационное число Ni2+ равняется 6).