Модуль 2. Основные процессы химии и свойства веществ
Лабораторная работа № 9
Комплексные соединения
Молекулярные соединения, образующие при диссоциации комплексные ионы, способные существовать в растворах, называются комплексными или координационными.
Многие комплексные соединения получают из двух ими трех веществ. Например:
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 или ион) и лиганды.
В водных растворах комплексные соединения диссоцн ируют как сильные электролиты с образованием комплексных ионов. Комплексные ионы также диссоциируют, но не в значительной степени и ступенчато. Например:
[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 могут бытьохарактеризованы константами равновесий, которые называются в этом случае, ступенчатыми константами нестойкости. Чем меньше константа нестойкости, тем прочнее комплекс м и ион. Произведение ступенчатых констант нестойкости равен общей константе нестойкости. Так, для иона [Ag(NH4)]
общая константа нестойкости Кяест =5,8 • 10
Комплексные соединения с большой константой нестойкое i и следовательно, малоустойчивой внутренней сферой, называют двойными солями, например (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 практически 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[A1F6], [Ni(H2O)6]SO4.
Цель работы
Ознакомление со свойствами комплексных соединений и двойных солей; получение комплексов различного типа; изучение устойчивости комплексных соединений с помощью качественных реакций.
Оборудование и реактивы
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-железных квасцов. Смесь эфира с амиловым спиртом. Сероводородная вода.
Опыт 1. Свойства двойных и комплексных солей
В три пробирки поместить по 3 капли раствора аммониево-железных 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 этой 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, с помощью которых обнаруживались ионы солей в растворе. Написать выражение константы нестойкости комплексного иона [Fe(CN)6]3-, найти в таблице (см. приложение) ее числовое значение и сделан вывод об устойчивости этого иона в растворе.
Опыт 2. Свойства аквакомплексов.
А. Поместить в небольшой тигель 1—2 микрошпателя медного купороса. Слабо прокалить содержимое тигля. Обратить внимание на изменение цвета кристаллов. После 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, осторожно нагреть. Наблюдать изменение цвета, соответствующее реакции отщепления воды
2[Со(Н2О)6]С12 = Со[СоС14] + 12Н2О↑
Охладить пробирку и прибавить несколько капель раствоpa NaOH. Записать наблюдения.
Опыт 3. Получение и свойства некоторых аммиакатов
A. Поместить в пробирку 3 капли сульфата меди (II) Cu SO4, затем прибавить 2 капли гидроксида аммония NН4OH. Наблюдать выпадение осадка основной соли [CuOH]2SO4. Отметить цвет осадка и записать уравнение реакции.
Кполученному осадку прибавить избыток концентрированого раствора NH4OH. Что наблюдается? Записать уравнение реакции получения сульфата тетрамминомеди (II) [Cu (NH3)4] SO4.
Прибавить к полученному раствору 3—5 капель сероводородной кислоты H2S. Написать уравнение реакции и объяснить выпадение черного осадка, учитывая, что ПРСиs = 8,5 • 10 - 45.
Б. К 1 капле раствора нитрата серебра AgNO3 прибавить 2 капли раствора хлорида калия КС1 или натрия NaCl. К полученному осадку прибавить раствор гидроксида аммония NН4OH до полного растворения осадка хлорида серебра AgCl. Написать уравнения реакций.
В пробирку с полученным раствором хлорида диаминосеребра [Ag(NH3)2]Cl прибавлять по каплям разбавленной азотной кислоты HNO3 (3 - 5 капель). Написать уравнение реакции и объяснить образование осадка при прибавлении HNO3.
В. К 3 каплям раствора соли никеля (II) добавлять по каплям водный раствор аммиака NH4OH до растворения выпадающей в осадок основной соли. Отметить цвет получившегося раствора. Записать уравнения реакций (координационное число Ni2+ равно 6).