Федеральное агентство по образованию Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования
реклама
Федеральное агентство по образованию Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования Новгородский государственный университет им. Ярослава Мудрого Факультет естественных наук и природных ресурсов Кафедра химии и экологии КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ Методические указания к лабораторной работе Великий Новгород 2006 г Комплексные соединения: Методические указания / Сост. В.П. Кузьмичева, Г.Н. Олисова, Н.И. Ульянова. – Великий Новгород: НовГУ, 2006. – 15 с. ВВЕДЕНИЕ Значение комплексных соединений для различных областей техники очень велико. Способность веществ образовывать комплексные соединения используется для разработки эффективных методов получения химически чистых металлов из руд, редких металлов, сверхчистых полупроводниковых материалов, катализаторов, красителей, лекарственных препаратов, очистки природных и сточных вод, растворения накипи в парогенераторах и т. п. 1 ЦЕЛЬ РАБОТЫ Цель работы: научиться получать комплексные соединения различного состава и исследовать их поведение в водных растворах. 2 ОСНОВНЫЕ ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ПОЛОЖЕНИЯ 2.1 Структура комплексных соединений Комплексные соединения характеризуются наличием в них определённой структурной группировки, которая состоит из центрального атома или иона-комплексообразователя и координирующихся вокруг него ионов (NO2-, I-, Br-, Cl-, OH-, CN-, C2O42-, H+) или нейтральных молекул (NH3, NH2 – CH2 – CH2 – NH2), называемых лигандами. CO, H2O, NO, Число лигандов, окружающий ион-комплексообразователь, называется координационным числом. Координационное число для различных элементов-комплексообразователей (положительно заряженные ионы d- и fметаллов, реже – нейтральные атомы металлов: Fe, Ni и отрицательно заряженные неметаллы: N3-, B3-, O2-, I-, S2-) различно и зависит от размеров и строения как лигандов, так и комплексообразователя. Чаще всего встречаются комплексные соединения с координационными числами 6, 4, 2. Для ионов d- и f-металлов между их степенью окисления и координационным числом наблюдается следующая взаимосвязь: Степень окисления Координационное число +1 2 +2 4(3) +3 6(4) +4 6 Комплексообразователь и лиганды образуют внутреннюю сферу комплекса, которая выделяется квадратными скобками. Остальные частицы составляют внешнюю сферу комплекса. При такой записи сразу определяются основные данные о комплексе: комплексообразователь, его координационное число, состав лигандов и внешней сферы. Рассмотрим строение аммиаката серебра [Ag(NH3)2]Cl. Ион серебра Ag+ является комплексообразователем, а лиганды представлены нейтральными молекулами аммиака. Из формулы следует, что координационное число Ag+ равно 2. Ион Cl- представляет внешнюю сферу. Заряд комплексного иона равен алгебраической сумме зарядов его составных частей – комплексообразователя и лигандов. При этом заряд нейтральных молекул принимается равным нулю. Заряд комплексного иона может быть определён и по суммарному заряду ионов внешней сферы с обратным знаком, т. е. +1. [Ag(NH3)2]Cl → [Ag(NH3)2]+ + Clвнутренняя ион внешней сфера сферы (комплексный ион) Образование комплексных ионов происходит благодаря передаче свободной пары электронов одного атома (донора) другому атому (акцептору), который имеет свободную валентную орбиталь для этой пары. Такая связь в комплексных соединениях называется донорно-акцепторной. В общем случае донорно-акцепторная связь не отличается по прочности от обычной ковалентной связи. Характер связи между комплексообразователем и лигандами выясняется при анализе способа получения данного комплекса. Аммиакат серебра получается при взаимодействии хлорида серебра с водным раствором аммиака по схеме: AgCl + 2NH3 ↔ Ag+ + Cl- + 2NH3 ↔ [Ag(NH3)2]+ + Cl-. Из схемы видно, что комплексный ион образуется в результате взаимодействия элементарного иона серебра с молекулами аммиака. В атоме серебра Ag завершён 4d-подуровень, а на внешнем уровне находится один 5s-электрон. В ионе серебра Ag+ внешний уровень свободен: ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ 4d ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ 5s ↑ 5р Agо … Ag+ … При образовании комплексного иона [Ag(NH3)2]+ две валентные орбитали внешнего уровня иона Ag+: 5s и 5р участвуют в образовании донорно-акцепторных связей с молекулами аммиака. Если неподелённую электронную пару атома азота в молекуле аммиака обозначить стрелками ↑↓NH3, то схема комплексного иона изобразится так: [ Ag ]+ + 2↑↓NH3 → [H3N ↑↓ Ag ↑↓ NH3]+ → [H3N – Ag – NH3]+. Таким образом, ион-комплексообразователь Ag+ является акцептором, так как представляет свободные валентные (вакантные) орбитали для неподелённых электронных пар доноров – молекул аммиака. Из схемы ясно, что после связи с молекулами аммиака ион серебра Ag+ перестаёт быть ионом, так как к нему переходит часть электронной плотности молекул аммиака. Ионом становится вся внутренняя сфера комплекса. Пространственная структура комплексного иона определяется типом гибридизации вакантных орбиталей комплексообразователя. Комплексный ион [Ag(NH3)2]+ имеет линейное строение, так как осуществляется sр-гибридизация валентных орбиталей иона серебра. Ионы внешней сферы комплекса нейтрализуют заряд комплексного иона и связаны с комплексообразователем ионной связью, как, например, хлоридные ионы в аммиакате меди [Cu(NH3)4]Cl2. Ионы, входящие во внутреннюю сферу комплекса, связаны с комплексообразователем ковалентно. Например, в аммиакате кобальта [Co(NH3)4Cl2]Cl два хлоридиона связаны с комплексообразователем Со3+ неионогенно, а один, находящийся во внешней сфере комплекса, ионогенно. Поэтому при взаимодействии [Co(NH3)4Cl2]Cl с AgNO3 в водном растворе только один хлорид-ион осаждается в виде AgCl . Реакция при этом протекает по уравнению [Co(NH3)4Cl2]Cl + AgNO3 = AgCl↓ + [Co(NH3)4Cl2]NO3. Значительно реже встречаются комплексные соединения, у которых внешняя сфера отсутствует, как, например, [Pt(NH3)2Cl2], [Pt(NH3)2Br4], [Co(NH3)3(NO2)3]. В этих соединениях ионы Cl-, Br-, NO2- связаны с комплексообразователями неионогенно, а сами эти соединения практически не диссоциируют в водном растворе на ионы и электрического тока не проводят. 2.2 Равновесия в растворах комплексных соединений В растворах комплексные соединения диссоциируют по двум типам: внешнесферному и внутрисферному. Внешнесферная диссоциация протекает так же, как и у сильных электролитов, практически полностью: K4[Fe(CN)6] = 4K+ + [Fe(CN)6]-. Диссоциация по такой схеме не подвергаются только комплексные соединения – неэлектролиты, например, [Pt(NH3)2Cl2]o, [Co(NH3)3(NO2)3]o. Диссоциация комплексных ионов протекает обычно в незначительной степени, ступенчато, подчиняется закону действия масс и с количественной стороны характеризуется константами диссоциации (К1, К2…Кn). Так как эти константы фактически характеризуют неустойчивость комплексных ионов, они обычно называются константами нестойкости. Суммарное уравнение диссоциации комплексного иона [Fe(CN)6]4- имеет вид: [Fe(CN)6]4- ↔ Fe2+ + 6CN- (гипотетический процесс) и характеризуется общей константой нестойкости: [Fe ]⋅ [CN ] . = 2+ Kнест 1-6 − 6 [Fe(CN ) 6 ]4 − Чем устойчивее комплексный ион, тем меньше его общая константа нестойкости. Значения общих констант нестойкости, приводимые в справочных таблицах, используются для нахождения концентраций ионов, выбора осадителей и определения их необходимой концентрации и т. д. Пользуясь значением константы нестойкости, можно рассчитать, например концентрации ионов серебра в 0,1 М растворе комплекса [Ag(NH3)2]+ в присутствии NH3 (1 моль/л). Поскольку Ag + ⋅ [NH 3 ]2 =7,2·10-8, Кнест= + Ag ( NH 3 ) 2 ] [ ] [ [Ag ]⋅ [I ]= 7,2·10 + − -8 и [Ag+] = 7,2·10-9 моль/л. 0,1 Такая концентрация будет недостаточной, чтобы осадить AgCl при добавлении, например 0,01 моль/л NaCl и вполне достаточной для осаждения AgI при концентрации NaI, равной 0,01 моль/л. Действительно: то [Ag+]·[Cl-] = 7,2·10-9 · 0,01 = 7,2·10-2 < ПРAgCl = 1,7·10-10 и осадок не образуется, но [Ag+]·[I-] = 7,2·10-9 · 0,01 = 7,2·10-2 > ПРAgI = 8,3·10-17, Осадок образуется. Комплексообразование в одном случае недостаточно, чтобы предотвратить осаждение (AgI), а в другом, наоборот, может привести даже к растворению осадка: AgCl↓ + 3NH4OH = [Ag(NH3)2]OH + NH4Cl + 2H2O. Ион серебра удерживается в растворе комплексного соединения, несмотря на присутствие иона-осадителя (OH-, Cl-). Для решения вопроса о направлении реакции с участием комплексных соединений необходимо произвести следующий расчёт, который должен установить, где полнее связывается комплексообразователь – в данном комплексе или в каком-либо другом соединении. Например, реакция [Ag(NH3)2]Cl + 2KCN = K[Ag(CN)2] + KCl +2NH3 будет протекать слева направо, так как Кнест для аммиаката серебра равна 9,31·10-8, а для цианида – 8,0·10-22, т. е. комплексный ион цианида серебра прочнее аммиаката серебра. Чем меньше константа нестойкости комплексного иона, тем он прочнее, тем меньше в растворе будет содержаться простых ионов и молекул, составляющих данный комплексный ион. Комплексные соединения с большим значением константы нестойкости относятся к двойным солям. Например, калиево-алюминиевые и другие квасцы в растворе почти полностью диссоциируют на составляющие их ионы и воду по реакции: K[Al(SO4)к]·12H2O = K+ + Al3+ + 2SO42- + 12H2O. К ним, как и к растворам других сильных электролитов, закон действующих масс в его обычной форме неприменим. 2.3 Классификация комплексных соединений Комплексные соединения классифицируются по природе лигандов или по характеру комплексных ионов. Чаще комплексные соединения классифицируются по природе лиганда. Следуя этому принципу, можно выделить следующие группы комплексных соединений: аммиакаты и аминаты, аквакомплексы, ацидокомплексы, полигалогениды и др. Аммиакаты – комплексы, содержащие во внутренней сфере в качестве лигандов молекулы аммиака. Их образуют почти все металлы. Аммиакаты меди, серебра, никеля легко образуются при смешении растворов соответствующей соли и аммиака. При этом сначала образуется основная соль, которая затем растворяется вследствие процесса комплексообразования. Например: 2CuSO4 + 2NH4OH = (CuOH)2SO4↓ + (NH4)2SO4; (CuOH)2SO4↓ + 8NH4OH = [Cu(NH3)4]SO4 + [Cu(NH3)4](OH)2 + 8H2O. Аминаты – комплексные соединения, содержащие в качестве лиганда различные органические амины, чаще всего этилендиамин NH2 – CH2 – CH2 – NH2, который в комплексном соединении занимает обычно два координационных места. Таковы, например, соединения: [PtEn2]Cl2, [CoEn3]Cl3, [NiEn3]Br2, где En – молекула этилендиамина. Аквакомплексы - комплексные соединения, в которых лигандами являются молекулы воды. При кристаллизации аквакомплексов образуются кристаллогидраты. В кристаллогидратах молекулы воды обычно координированы вокруг катиона. Строение их не во всех случаях установлено, поэтому в химических формулах кристаллогидратов присоединение воды обычно указывают посредством точки: CrCl3·6H2O, CuSO4·5H2O, CoCl3·6H2O, FeSO4·7H2O, Na2CO3·10H2O. Ацидокомплексы - комплексные соединения, в которых лигандами являются кислотные остатки: K2[HgI4], Na2[PtCl6], K3[Ag(S2O3)2]. Ацидокомплексы можно представить и как сочетание солей, вследствие чего их также называют комплексными соединениями типа двойных солей: HgI2 · 2KI, PtCl4 · 2NaCl, Ag2S2O3 · 3K2S2O3. Существуют также комплексные соединения, во внутренней сфере которых имеются как молекулы воды, так и молекулы аммиака и кислотные остатки. Известны ряды комплексных соединений, в которых осуществляется постепенный переход от аммиакатов к аква – или ацидосоединениям, например: [Cr(NH3)6]3+, [Cr(NH3)5H2O]3+, [Cr(NH3)4(H2O)2]3+, 3+ 3+ 3+ [Cr(NH3)3(H2O)3] , [Cr(NH3)2(H2O)4] , [CrNH3(H2O)5] , [Cr(H2O)6]3+. В зависимости от характера комплексных ионов, комплексные соединения подразделяется на следующие группы: а) катионные комплексы [Cu(NH3)4]Cl2, [Cr(H2O)6]Cl3; б) анионные комплексы K3[Fe(CN)6], H2[SiF6]; в) катионно-анионные комплексы [Pt(NH3)4][PtCl4], [Co(NH3)6][Co(C2O4)3]; г) нейтральные комплексы (неэлектролиты) [Co(NH3)3(NO2)3]o, [Pt(NH3)2Br4]o. 2.4 Номенклатура комплексных соединений Согласно современной номенклатуре первым в комплексном соединении называется анион в именительном падеже и только потом катион - в родительном падеже. При названии комплексного иона прежде всего называют находящиеся во внутренней сфере анионы, прибавляя к их латинскому названию окончание "о", Например, хлоро, циано, сульфито, 0Н- гидроксо и т.д. Далее называют нейтральные лиганды. При этом пользуются терминами: для координированного аммиака - аммин, для вода - акво. Число лигандов указывают греческими числитеями: 1 - моно (обычно не приводится), 2 - ди, 3 - три, 4 - тетра, 5 - пента, 6 - гекса. Затем переходят к названию центрального атома. Если центральный атом входит в состав комплексного катиона, то использует русское название элемента и в скобках указывают его степень окисления (римскими цифрами). Если центральный атом содержится в комплексном анионе, то употребляют латинское название комплексообразователя, перед которым указывают его степень окисления, а в конце прибавляют суффикс – ат, например: [Pt(NH3)4Cl2]Cl2 – хлорид дихлоротетраамминплатины (IV); [Ag(NH3)2]Cl – хлорид диамминсеребра (I); K2[HgI4] – тетраидомеркурат (II) калия или тетраиодогидраргират (II) калия; (NH4)2[Pt(OH)2Cl4] – дигидроксотетрахлороплатинат (IV) аммония. Те же принципы соблюдаются и при наименовании комплексных соединений, не являющихся электролитами. Например: [Pt(NH3)2Br4] – тетрабромодиамминплатина (IV). 3 ТРЕБОВАНИЯ ТЕХНИКИ БЕЗОПАСНОСТИ Следует аккуратно работать с реактивами: внимательно читать этикетки, не уносить реактивы общего пользования на свои рабочие места, во избежание загрязнения держать склянки с растворами закрытыми, не путать пробки, не выливать обратно в склянки растворы реактивов. Для проведения в пробирке того или иного опыта следует брать растворы в количествах не более 1-2 мл. Необходимо соблюдать общие правила работы в химической лаборатории. 4 ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ Опыт 1. Свойства некоторых аквакомплексов (кристаллогидратов). 1) В небольшой тигель поместите 1 – 2 микрошпателя медного купороса. Вставьте тигель в фарфоровый треугольник и, положив его на кольцо штатива, слабо прокалите содержимое тигля на открытом огне. Обратите внимание на изменение цвета кристаллов. После того как тигель остынет почти до комнатной температуры, добавьте в него одну каплю воды и вновь отметьте изменение окраски раствора. Напишите уравнения реакций. 2) Поместите в пробирку 1 – 2 микрошпателя кристаллического хлорида гексаквакобальта (II) и обработайте несколькими каплями концентрированной соляной кислоты. Отметьте изменение окраски раствора. Разбавьте полученный раствор водой, прибавляя её по каплям до достижения первоначальной окраски раствора. Напишите уравнения реакций перехода исходного комплекса в диакватетрахлорокобальтат (II) водорода и обратно. Какую дополнительную функцию выполняет в этом процессе концентрированная соляная кислота? Опыт 2. Комплексные катионы. Налить в пробирку 4 мл раствора медного купороса. Добавить по каплям при перемешивании концентрированный раствор аммиака. Обратить внимание на первоначальное образование осадка основной соли (СuОН)2SO4 и написать уравнение реакции её образoвания. Добавление раствора аммиака продолжить до полного растворения осадка. Обметить окраску полученного раствора, характерную для иона [Cu(NH3)4]2+. При составлении уравнений реакции учесть, что в избытке раствора образуются одновременно комплексное основание и комплексная соль меди (II). Опыт 3. Комплексные анионы. К раствору Hg(NO3)2 добавить по капле раствор KI. Обратить внимание на образование осадка йодида ртути (цвет) и последующее его растворение в избытке йодида калия. При написании формулы комплексного соединения ртути, получающегося при растворении иодида ртути в избытке иодида калия, вспомнить координационное число Нg2+ . Опыт 4. Различие между простыми и комплексными ионами трехвалентного железа. 1) На раствор соли железа (III) подействовать в одной пробирке раствором щёлочи, а в другой - раствором роданида калия. Что наблюдается? 2) На раствор гексацианоферрата (III) калия также подействовать раствором щёлочи и роданида калия. Чем объяснить, что гексацианоферрат (III) калия, будучи производным железа (III), тем не менее не дает реакций, характерных для иона Fe3+? Опыт 5. Диссоциация комплексных ионов. 1) В две пробирки налить по 1-ой капле раствора Аg NO3. В одну из них добавить 5 капель раствора NaОН, а в другую - 5 капель раствора КI. Написать уравнения качественных реакций на определение иона Ag+ в растворе; обратить внимание на цвет полученных осадков. 2) Сливанием растворов нитрата серебра и хлорида натрия получить хлорид серебра, прилить по каплям при перемешивании концентрированный раствор аммиака до полного растворения образующегося осадка. Полученный раствор комплексной соли разлить в две пробирки. В одну пробирку добавить раствор NaОН, в другую раствор KI. Объясните наблюдаемые явления с точки зрения представлений о вторичной диссоциации комплексного иона с учётом растворимости труднорастворимых солей. Опыт 6. Получение соединения, содержащего в молекуле комплексные катион и анион. Сливанием растворов жёлтой кровяной соли K4[Fe(CN)6] (гексацианоферрат (II) калия) и сульфата никеля получить осадок гексацианоферрата (II) никеля и растворить его в избытке раствора аммиака. Одновременно наблюдать образование бледно-лиловых кристаллов комплексной соли [Ni(NH3)6]2[Fe(CN)6]. Опыт 7. Комплексные соединения железа (получение синей краски). В пробирку налить 3-4 мл раствора хлорида железа (III), подкислить его одной-двумя каплями раствора соляной кислоты и затем прибавить 1-2 мл раствора гексацианоферрата (II) калия. Выпадает красивый тёмно-синий осадок берлинской лазури. В другую пробирку налейте 3-4 мл раствора сульфата железа (II) (соли Мора) и прилейте к нему 1-2 мл гексацианоферрата (III) калия. Образуется осадок турнбулевой сини. Реакции образования берлинской лазури и турнбулевой сини широко используются в аналитической химии для открытия ионов железа. Берлинская лазурь является одной из наиболее распространенных синих красок. Опыт 8. Комплексные соединения цинка и кадмия. Налить в 1 пробирку 3-5 мл раствора соли цинка, в другую – раствора соли кадмия и добавить в каждую по каплям при перемешивании концентрированный раствор аммиака. Какие вещества выпадают в осадок? Добавление раствора аммиака продолжить до полного растворения осадков. Опит 9. Диссоциация двойной соли. В три пробирки налить 3-4 мл раствора железоаммонийных квасцов. В одну из них добавить раствор щёлочи. Пробирку нагреть, обнаружить выделение аммиака по запаху или по посинению влажной лакмусовой бумажки. Эта реакция свидетельствует о наличии иона NH4+ в растворе железоаммонийных квасцов. Во вторую пробирку добавить раствор роданида калия. Появление кроваво-красного окрашивания, указывает на присутствие иона Fe3+. В третьей пробирке при добавлении раствора хлорида бария образуется белый осадок сульфата бария. Написать ионные уравнения качественных реакций на определение в растворе ионов SO42-, NH4+ , Fe3+. Сравнить диссоциацию двойных солей и комплексных соединений, составить уравнение электролитической диссоциации железоаммонийных квасцов. Опыт 10. Образование аммиакатов и гидроксокомплексов железа, цинка, меди, кобальта, никеля (ионы биометаллов), свинца (ионтоксикант) и алюминия. 1) Получают нерастворимые гидроксиды. В семь пробирок наливают по 1мл раствора соли, лучше придерживаться следующего порядка: первую пробирку - раствор соли железа, во вторую раствор соли цинка, затем соли меди, кобальта, никеля, свинца и алюминия. В каждую из пробирок осторожно добавляют по каплям разбавленный раствор (концентрация 0,1 моль/л) щелочи до отчетливого образования осадка. Надо помнить, что некоторые осадки могут раствориться в избытке щелочи, поэтому добавление избытка щелочи недопустимо! Содержимое пробирок взбалтывают, делят на дне равные части. Таким образом, получают две серии пробирок, содержащих нерастворимые гидроксиды. 2) Изучают возможность образования гидроксокомплексов. В каждую из пробирок первой серии добавляют 1-2 мл концентрированного раствора щелочи. Отмечают изменения, происшедшие в пробирках. 3) Изучают возможность образования аммиакатов. В каждую из пробирок второй серии добавляют 1-4 мл концентрированного раствора аммиака. Отмечают изменения в пробирках. Результаты всех экспериментов заносят в таблицу 1. Катион Цвет осадка при добавлении разбавленного раствора щелочи Таблица 1 Изменения, Изменения, происходящие при происходящие при добавлении добавлении концентрированного концентрированного раствора щелочи раствора аммиака Fe3+ Zn2+ Cu2+ Cо2+ Ni2+ Pb2+ Al3+ В выводе отметить: - ионы, образующие прочные аммиакаты и гидроксокомплексы: ……….......... - ионы, образующие только прочные аммиакаты:………………………………. - ионы, образующие только прочные гидроксокомплексы:…………………….. - ионы, не образующие прочных ни аммикатов, ни гидроксокомплексов:……. Опыт 11. Изучение образования внутрикомплексных соединений с органическими лигандами на примере взаимодействия ионов меди (II) с глицином. В пробирку поместить 2 капли раствора соли меди (II), 10-15 капель раствора аминоуксусной кислоты (глицина), добавить 4-5 капель раствора щелочи. Отметить цвет образовавшегося соединения и его структурную формулу. Опыт 12. Изучение влияния природы растворителя на устойчивость комплексного иона. В пробирку налить 1 мл раствора хлорида кобальта (II). Отметить цвет раствора. В эту же пробирку добавить 3 мл насыщенного раствора тиоцианата калия. Отметить цвет образовавшегося комплексного соединения. Раствор разделить поровну в две пробирки. В одну из них добавить равный объем (2 мл) дистиллированной воды, а в другую – такой же объем этилового спирта. Отметить изменение цвета в каждой пробирке и объяснить наблюдаемые явления. Опыт 13. Изучение конкурирующих лигандообменных процессов (конкуренция за ион железа (III)). В три пробирки налить по 1 мл хлорида железа (III). В одну из пробирок добавить 1 мл дистиллированной воды, в другую – 1 мл раствора фторида калия, в третью – 1 мл раствора тартрата калия. Содержимое пробирок тщательно перемешать. Наблюдения оформить в виде таблицы. № п/п Добавленный реагент Цвет содержимого пробирки Таблица 2 Формула образовавшегося соединения 1 2 3 Вода Фторид калия Тартрат калия* * - тартрат-ион является двухзарядным анионом винной кислоты НООС–СН(ОН)–СН(ОН)–СООН и ведет себя в данных условиях как тридентатный лиганд. При составлении формул образующихся соединений принять, что координационное число железа (III) равно 6. К растворам полученных соединений добавить по 5 капель раствора тиоцианата калия. Отметить происходящие изменения и составить уравнения протекающих реакций. Опыт 14. Обменные реакции в растворах комплексных соединений. 1) К 1–2 каплям раствора сульфата меди (II) добавить столько же раствора K4[Fe(CN)6]. Отметить цвет образовавшегося осадка и написать уравнение реакции. 2) Налить в коническую пробирку 2–3 капли раствора нитрата ртути (II) и получите из неё тетраиодогидраргират (II) калия (см. выше опыт 3), избегая при этом избытка иодида калия сверх того количества, которое необходимо для растворения первоначально образующегося иодида ртути (II). Поэтому раствор иодида калия следует приливать отдельными каплями, тщательно встряхивая пробирку с HgI2, прежде чем прилить новую каплю раствора KI. После получения прозрачного раствора K2[HgI4] добавить к нему 1–2 капли раствора нитрата серебра и отметить цвет образующегося осадка тетраиодогидраргирата (II) серебра. Деконтацией слить с осадка раствор, перенести осадок с помощью микрошпателя на фильтровальную бумагу и высушить, отжимая его между двумя листами фильтровальной бумаги. Поместить часть кристаллов в сухую пробирку и подвергнуть слабому нагреванию, отмечая изменение их окраски ([Ag2[HgI4] относится к числу теплочувствительных соединений или термоиндикаторов). 5. СОДЕРЖАНИЕ ОТЧЕТА О РАБОТЕ Отчет о работе должен быть оформлен в соответствии с общими требованиями к учебно-методической документации текстовым документа. При оформлении результатов каждого опыта необходимо указать его название, напасать молекулярные и ионно-молекулярные уравнений реакции. Отметить условия проведения опыта и свои наблюдения, ответить на поставленные вопросы. Назвать по современной номенклатуре полученные комплексные соединения. Написать выражения для общих Кнест всех комплексных ионов. 6. КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ 1. Дать определение понятию "комплексные соединения". 2. Что такое координационное число, центральный ион, внутренняя и внешняя сферы комплексного соединения? 3. Написать уравнение реакции Zn(OH)2 с аммиаком. Координационное число равно 4. 4. Написать уравнение диссоциации на ионы соли K2[PtCl4] и суммарное уравнение вторичной диссоциации иона [PtCl4]2-. 5. К 0,1 М раствору K2[Cu(СN)4], содержащему, кроме того 0,1 моль/л KCN, прибавлен раствор сульфида натрия. Рассчитать концентрацию сульфид-ионов, при которой сульфид кадмия может выпасть в осадок. Произведение растворимости сульфида кадмия равно 3,6·10-29. 6. Назвать все указанные комплексные соединения по международной номенклатуре. ЛИТЕРАТУРА 1. Коровин Н. В. Общая химия. – М.: Высшая школа, 2002. – 558 с. 2. Никольский А. Б., Суворов А. В. Химия: Учебное пособие для вузов. – СПб.: Химиздат, 2001. – 512 с. 3. Глинка Н. Л. Задачи и упражнения по общей химии. – М.: ИнтегралПресс, 2004. – 240 с. 4. Задачи и упражнения по общей химии: Учебное пособие / Б. И. Адамсон, О. Н. Гончарук, В. Н. Камышова и др. / Под ред. Н. В. Коровина. – М.: Высшая школа, 2003. – 255 с. 5. Суворов А. В., Никольский А. Б. Вопросы и задачи по общей химии. – СПб.: Химиздат, 2002. – 304 с. ПРИЛОЖЕНИЕ Общие константы нестойкости комплексных ионов Лиганд-аммиак, NH3 Ag+ K1-2=5,89·10-8 Co2+ K1-6=4,07·10-5 Hg2+ K1-4=5,01·10-20 Cd2+ K1-4=2,75·10-7 Co3+ K1-6=6,17·10-36 Ni2+ K1-4=3,39·10-8 2+ -6 2+ -12 Co K1-4=8,51·10 Cu K1-4=1,07·10 Zn2+ K1-4=8,32·10-10 Лиганд-иодид-ион, I3+ -20 Bi K1-6=7,94·10 Hg2+ K1-4=1,48·10-30 Pb2+ K1-4=1,20·10-4 Лиганд-цианид-ион, CnAg+ K1-2=1,41·10-20 Co3+ K1-6=1,0·10-64 Fe3+ K1-6=1,26·10-44 + -30 + -30 Au K1-2=5,01·10 Cu K1-4=2,0·10 Ni2+ K1-4=1,0·10-31 Cd2+ K1-4=7,76·10-18 Fe2+ K1-4=1,26·10-37 Zn2+ K1-4=2,40·10-20 Co2+ K1-6=8,13·10-20 Лиганд-фторид-ион, FAl3+ K1-6=2,14·10-21 Fe3+ K1-6=7,94·10-17 Лиганд-тиоцианат-ион, SCN+ -9 Ag K1-2=5,89·10 Co2+ K1-3=1,58·10-2 Fe3+ K1-6=5,89·10-4 Bi3+ K1-6=5,89·10-5 Cu2+ K1-4=3,02·10-7 Hg2+ K1-4=6,31·10-22 Лиганд-тартрат-ион, OOC–CH(OH)–CH(OH)–COOCo2+ K1-2=9,77·10-10 Fe3+ K1-2=1,38·10-12
