Файл: Лабораторные работы по общей и неорганической химии.doc
Добавлен: 20.03.2024
Просмотров: 179
Скачиваний: 2
ВНИМАНИЕ! Если данный файл нарушает Ваши авторские права, то обязательно сообщите нам.
+ (рН<7), а в результате гидролиза соли слабой кислоты и сильного основания - ионы ОН- (рН>7). Но ионы Н+ и ОН- связываются в слабый электролит Н2О. Поэтому степень гидролиза солей увеличивается, то есть гидролиз одной соли усиливает гидролиз другой (необратимый гидролиз). В результате гидролиз таких солей доходит до конца. Так, если смешать растворы Al2(SO4)3 и Na2CO3, то в результате образуется осадок Al(ОН)3 и выделится СО2, но не образуется Al2(CO3)3.
В растворе Al2(SO4)3:
Al2(SO4)3 + 2НОН = 2AlОНSO4 + Н2SO4
Al3+ + НОН = AlОН2+ + Н+
В растворе Na2CO3:
Na2CO3 + НОН = NaНCO3 + NaOН
CO32- + НОН = НCO3- + OН-
При взаимодействии растворов: Н+ + OН- = Н2О
В соответствии с принципом Ле Шателье это усиливает гидролиз каждого из ионов:
AlОН2+ + НОН = Al(ОН)2+ + Н+
Al(ОН)2+ + НОН = Al(ОН)3 + Н+
НCO3- + НОН = СО2 + Н2О + ОН-
В результате всех этих процессов идет полный взаимный гидролиз соли:
Al2(SO4)3 + 3Na2CO3 + 3Н2О = 2Al(ОН)3 + 3СО2 + 3Na2SO4
Порядок выполнения опыта.
К пяти каплям раствора сульфата алюминия прибавить 5-6 капель раствора карбоната натрия. Доказать, что образуется осадок Al(ОН)3, а не Al2(CO3)3. Для этого разделить образовавшийся осадок на две пробирки и проверить его растворимость в HCl (2н) и NaOH (2н). Записать наблюдения и уравнения реакций.
Вопросы для самоподготовки
Задачи и упражнения
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 5
Комплексные соединения.
Теоретическая часть
Комплексными соединениями называются соединения, состоящие из центрального атома и лигандов.
В живых организмах присутствуют комплексные соединения биогенных металлов с белками, аминокислотами, порфиринами, нуклеиновыми кислотами, углеводами, макроциклическими соединениями. Важнейшие процессы жизнедеятельности протекают с участием комплексных соединений. Некоторые из них (гемоглобин, хлорофилл, гемоцианин, витамин В12 и др.) играют значительную роль в биохимических процессах. Многие лекарственные препараты содержат комплексы металлов. Например, инсулин (комплекс цинка), витамин В12 (комплекс кобальта), платинол (комплекс платины) и т.д.
Особенность комплексных соединений заключается в наличии координационной связи, возникающей по донорно-акцепторному механизму.
По координационной теории Вернера в комплексном соединении различают внутреннююи внешнюю сферы. Центральный атом с окружающими его лигандами образуют внутреннюю сферу комплекса. Ее обычно заключают в квадратные скобки. Все остальное в комплексном соединении составляет внешнюю сферу и пишется за квадратными скобками. Вокруг центрального атома размещается определенное число лигандов, которое определяется координационным числом(КЧ). Число координированных лигандов чаще всего равно 6 или 4. Лиганд занимает около центрального атома координационное место. При координации изменяются свойства как лигандов, так и центрального атома. Более прочно связанные частицы внутренней сферы называются комплексным ионом.Между центральным атомом и лигандами действуют силы притяжения (образуется ковалентная связь по обменному и (или) донорно-акцепторному механизму), между лигандами – силы отталкивания. Если заряд внутренней сферы равен 0, то внешняя координационная сфера отсутствует.
Центральный атом (комплексообразователь) – атом или ион, который занимает центральное положение в комплексном соединении. Роль комплексообразователя чаще всего выполняют частицы, имеющие свободные орбитали и достаточно большой положительный заряд ядра, т. е. могут быть акцепторами электронов. Это катионы переходных элементов. Наиболее сильные комплексообразователи - элементы I B и VIII B групп. Редко в качестве комплексообразователей выступают нейтральные атомы d-элементов [Fe(CO)
5] и атомы неметаллов в различной степени окисления [BH4]-. Число свободных атомных орбиталей, предоставляемых комплексообразователем, определяет его координационное число. Величина координационного числа зависит от многих факторов, но обычно она равна удвоенному заряду иона-комплексообразователя.
Комплексный ион или внутренняя сфера, в зависимости от степени окисления может быть комплексным катионом, комплексным анионом, электронейтральным комплексом.
Анионные – комплексные соединения, в которых комплексный ион имеет отрицательную степень окисления: K3[Fe(CN)6], Na3[Co(NO2)6].
Катионные – комплексные соединения, в которых комплексный ион имеет положительную степень окисления: [Сu(H2O)4]SO4, [Ag(NH3)2]Cl.
К нейтральным комплексным соединениям относятся те, в которых комплексный ион не имеет заряда, то есть комплексы, не имеющие внешней сферы: [Co(NH3)4SO4].
В зависимости от числа донорных атомов лиганда, различают моно-, би- и полидентантные лиганды. Лиганды, координирующиеся через два или более донорных атомов к одному центральному атому, называются хелатными.
Монодентатные лиганды – молекулы воды, аммиака, молекулы СО, молекулы O2, молекулы NO, все галогенид-ионы (F-; Cl-; Br-; I-); цианид-ионы СN-, тиоцианат (или роданид) - ионы SCN-; нитрогруппа NO2-; гидроксид-ион ОН-.
Бидентатные лиганды (образуют две связи с комплексообразователем) – сульфат-ионы SO42-, тиосульфат-ионы S2O32-, оксалат-ионы С2О42-, многие органические лиганды.
Сумма дентатностей всех лигандов в данном комплексном ионе всегда равна координационному числу комплексообразователя.
Например, комплексный ион [Ag(NH3)2]+. В составе иона две молекулы аммиака. Каждая молекула аммиака - монодентатный лиганд. Следовательно, координационное число (КЧ) комплексообразователя в данном соединении равно 2.
В комплексном соединении состава [Co(H
2O)2(NH3)2SO4] три вида лигандов: две молекулы воды, две молекулы аммиака, сульфат-ион. Каждая молекула воды и аммика - монодентатный лиганд, сульфат-ион ˗ бидентатный лиганд. Таким образом, КЧ комплексообразователя равно 2∙1 + 2∙1 + 2 = 6.
Если комплекс катионный, название всегда начинается с аниона: сульфат, хлорид, гидроксид и.т.д. Если комплекс анионный или нейтральный, название начинается с комплексного иона. Первыми перечисляются лиганды с обязательным указанием их количества, если число данного лиганда больше одного, затем название комплексообразователя. Лиганды перечисляются в следующем порядке: первыми ˗ гидроксид-ионы, затем остальные лиганды и в последнюю очередь нейтральные молекулы.
Названия нейтральных молекул, которые входят в состав комплексных ионов: Н2О – аква, NH3 – аммин, СО – карбонил, NO – нитрозил.
Названия анионов, входящих в комплексный ион: Cl- ˗ хлоро, Br- ˗ бромо, I- ˗ йодо, SO42- ˗ сульфато, С2О42- ˗ оксалато, СN- ˗ циано, SCN- ˗ тиоцианато (или родано), NO3- ˗ нитрато, NO2- ˗ нитро.
При названии комплексного катиона используется название металла в родительном падеже с указанием степени окисления в скобках римской цифрой.
Если комплекс нейтральный, то название комплексообразователя дается в именительном падеже.
Если комплекс анионный, то название комплексообразователя дается как солеобразующего металла, то есть берется название металла и обычно добавляется суффикс "ат".
Для большинства металлов используют латинские названия, совпадающие с русскими, исключение составляют: медь - купрат, железо - феррат, золото - аурат, серебро - аргентат, ртуть - меркурат (гидраргират).
Название комплексного иона дается слитно. Название внутренней сферы идет отдельным словом.
В пространстве комплексные ионы имеют форму многогранников (в соответствии с моделью Кеперта атом металла лежит в центре многогранника, а лиганды располагаются в вершинах многогранника). Возможны следующие конфигурации:
Координационные соединения при растворении подвергаются диссоциации. Комплексы, у которых есть внешняя сфера, ведут себя в растворе как сильные электролиты. Данный процесс называется первичной диссоциацией. Комплексы, у которых внешняя сфера отсутствует, являются комплексными неэлектролитами. Комплексные ионы, а также комплексные неэлектролиты в растворе диссоциируют как очень слабые электролиты. Данный процесс называется вторичной диссоциацией. В этом случае процесс диссоциации характеризуется константой нестойкости:
[Al(OH)6]3− Al3+ + 6OH−
Kнест = [Al3+]∙[OH−]6/[[Al(OH)6]3−]
Для характеристики устойчивости комплексных соединений можно использовать величину, обратную константе нестойкости, называемую константой устойчивости:
Куст = 1/Kнест = [[Al(OH)6]3−]/[Al3+]∙[OH−]6
Константы нестойкости для различных комплексных ионов весьма различны и могут служить мерой устойчивости комплекса.
Чем меньше концентрация продуктов распада, т.е. чем устойчивее комплекс, тем меньше его константа нестойкости. Наиболее устойчивые в растворах комплексные частицы имеют наименьшие константы нестойкости.
Различают парамагнитные вещества – втягиваются во внешнее магнитное поле (взаимодействуют) и диамагнитые – слабо из него выталкиваются (не взаимодействуют). Различия в магнитных свойствах комплексных веществ, связаны с электронным строением центральных атомов. Если в частице, образующей комплекс все электроны спарены, то их магнитные моменты взаимно компенсируются и комплексный ион является диамагнитным. В случае парамагнитного комплексного иона частица имеет один или несколько неспареных электронов.
Экспериментальная часть
В растворе Al2(SO4)3:
Al2(SO4)3 + 2НОН = 2AlОНSO4 + Н2SO4
Al3+ + НОН = AlОН2+ + Н+
В растворе Na2CO3:
Na2CO3 + НОН = NaНCO3 + NaOН
CO32- + НОН = НCO3- + OН-
При взаимодействии растворов: Н+ + OН- = Н2О
В соответствии с принципом Ле Шателье это усиливает гидролиз каждого из ионов:
AlОН2+ + НОН = Al(ОН)2+ + Н+
Al(ОН)2+ + НОН = Al(ОН)3 + Н+
НCO3- + НОН = СО2 + Н2О + ОН-
В результате всех этих процессов идет полный взаимный гидролиз соли:
Al2(SO4)3 + 3Na2CO3 + 3Н2О = 2Al(ОН)3 + 3СО2 + 3Na2SO4
Порядок выполнения опыта.
К пяти каплям раствора сульфата алюминия прибавить 5-6 капель раствора карбоната натрия. Доказать, что образуется осадок Al(ОН)3, а не Al2(CO3)3. Для этого разделить образовавшийся осадок на две пробирки и проверить его растворимость в HCl (2н) и NaOH (2н). Записать наблюдения и уравнения реакций.
Вопросы для самоподготовки
-
Диссоциация молекулы воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель (рН). -
Значение рН для кислых, нейтральных и щелочных растворов, рН биологических жидкостей. -
Гидролиз солей. Основные случаи гидролиза солей. Ступенчатый гидролиз. -
Константа гидролиза. Степень гидролиза. Факторы, влияющие на степень гидролиза. Смещение равновесия гидролиза. -
Особые случаи гидролиза. Полный гидролиз, взаимный гидролиз.
Задачи и упражнения
-
Вычислить рН в растворах сильных электролитов: а) 0,01 М раствор HNO3; б) 0,05 М раствор H2SO4; в) 0,004 М раствор HI; г) 0,1 М раствор HClO3; д) 0,01 М раствор Ва(ОН)2; е) 0,002 М раствор КОН; ж) 0,005 М раствор NаOН. -
Учитывая только первую ступень диссоциации, вычислить степень диссоциации (), [H+] или [OH-] и рН в растворах слабых кислот и оснований: а) 0,005 М раствор H2S; б) 0,1 М раствор NH4OH; в) 0,02 М раствор HF; г) 0,1 М раствор HCOH; д) 0,05 М раствор H3PO4. -
Вычислить рН 0,01 моль раствора HNO2, содержащего еще 0,05 моль KNO2. Написать уравнения диссоциации. -
Вычислить рН 0,005 М раствора HF, содержащего еще 0,015 М NaF. Написать уравнения диссоциации. -
Вычислить рН 0,05 М раствора NH4OH, содержащего еще 0,1 М NH4Cl. Написать уравнения диссоциации. -
Рассчитать рН растворов, полученных смешением: а) 25 мл 0,05 М раствора HCl и 15 мл 0,1 М раствора NaOH; б) 50 мл 0,02 М раствора NH4OH и 50 мл 0,1 М раствора NH4Cl; в) 100 мл 0,1 М раствора H2С2O4 и 230 мл 0.4 М раствора Na2С2O4. -
Написать в молекулярном и ионном виде уравнения первой ступени гидролиза, указать рН раствора для следующих солей: а) KF и Al(NO3)3; б) NaHCO3 и CrCl3; в) Na3PO4 и NaCl; г) CH3COONH4 и Fe2(SO4)3; д) MnBr2 и BaS, е) Na2SiO3 и CuI2. -
Написать уравнения реакций взаимодействия растворов солей: а) FeBr3 с Na2CO3 , б) CuSO4 с KNO2. Объяснить, полученный результат. -
Какие факторы усиливают гидролиз? Показать на примерах гидролиза солей: а) Zn(NO3)2, б) NH4NO2; в)BaS. -
Какие факторы подавляют гидролиз? Показать на примерах гидролиза солей: а) Na2SiO3, б) FeCl3; в) (NH4)2S. -
Написать в молекулярном и ионном виде уравнения первой ступени гидролиза и вычислить константу гидролиза (Кг), степень гидролиза (h) и рН в растворах следующих солей: а) 0,1 М раствор NaHS; б) 0,05 М раствор NH4NO3; в) 0,05 М раствор K2SO3; г) раствор NH4F; д) 0,02 М раствор Na2HPO4.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 5
Комплексные соединения.
Теоретическая часть
Комплексными соединениями называются соединения, состоящие из центрального атома и лигандов.
В живых организмах присутствуют комплексные соединения биогенных металлов с белками, аминокислотами, порфиринами, нуклеиновыми кислотами, углеводами, макроциклическими соединениями. Важнейшие процессы жизнедеятельности протекают с участием комплексных соединений. Некоторые из них (гемоглобин, хлорофилл, гемоцианин, витамин В12 и др.) играют значительную роль в биохимических процессах. Многие лекарственные препараты содержат комплексы металлов. Например, инсулин (комплекс цинка), витамин В12 (комплекс кобальта), платинол (комплекс платины) и т.д.
Особенность комплексных соединений заключается в наличии координационной связи, возникающей по донорно-акцепторному механизму.
По координационной теории Вернера в комплексном соединении различают внутреннююи внешнюю сферы. Центральный атом с окружающими его лигандами образуют внутреннюю сферу комплекса. Ее обычно заключают в квадратные скобки. Все остальное в комплексном соединении составляет внешнюю сферу и пишется за квадратными скобками. Вокруг центрального атома размещается определенное число лигандов, которое определяется координационным числом(КЧ). Число координированных лигандов чаще всего равно 6 или 4. Лиганд занимает около центрального атома координационное место. При координации изменяются свойства как лигандов, так и центрального атома. Более прочно связанные частицы внутренней сферы называются комплексным ионом.Между центральным атомом и лигандами действуют силы притяжения (образуется ковалентная связь по обменному и (или) донорно-акцепторному механизму), между лигандами – силы отталкивания. Если заряд внутренней сферы равен 0, то внешняя координационная сфера отсутствует.
Центральный атом (комплексообразователь) – атом или ион, который занимает центральное положение в комплексном соединении. Роль комплексообразователя чаще всего выполняют частицы, имеющие свободные орбитали и достаточно большой положительный заряд ядра, т. е. могут быть акцепторами электронов. Это катионы переходных элементов. Наиболее сильные комплексообразователи - элементы I B и VIII B групп. Редко в качестве комплексообразователей выступают нейтральные атомы d-элементов [Fe(CO)
5] и атомы неметаллов в различной степени окисления [BH4]-. Число свободных атомных орбиталей, предоставляемых комплексообразователем, определяет его координационное число. Величина координационного числа зависит от многих факторов, но обычно она равна удвоенному заряду иона-комплексообразователя.
Комплексный ион или внутренняя сфера, в зависимости от степени окисления может быть комплексным катионом, комплексным анионом, электронейтральным комплексом.
Анионные – комплексные соединения, в которых комплексный ион имеет отрицательную степень окисления: K3[Fe(CN)6], Na3[Co(NO2)6].
Катионные – комплексные соединения, в которых комплексный ион имеет положительную степень окисления: [Сu(H2O)4]SO4, [Ag(NH3)2]Cl.
К нейтральным комплексным соединениям относятся те, в которых комплексный ион не имеет заряда, то есть комплексы, не имеющие внешней сферы: [Co(NH3)4SO4].
В зависимости от числа донорных атомов лиганда, различают моно-, би- и полидентантные лиганды. Лиганды, координирующиеся через два или более донорных атомов к одному центральному атому, называются хелатными.
Монодентатные лиганды – молекулы воды, аммиака, молекулы СО, молекулы O2, молекулы NO, все галогенид-ионы (F-; Cl-; Br-; I-); цианид-ионы СN-, тиоцианат (или роданид) - ионы SCN-; нитрогруппа NO2-; гидроксид-ион ОН-.
Бидентатные лиганды (образуют две связи с комплексообразователем) – сульфат-ионы SO42-, тиосульфат-ионы S2O32-, оксалат-ионы С2О42-, многие органические лиганды.
Сумма дентатностей всех лигандов в данном комплексном ионе всегда равна координационному числу комплексообразователя.
Например, комплексный ион [Ag(NH3)2]+. В составе иона две молекулы аммиака. Каждая молекула аммиака - монодентатный лиганд. Следовательно, координационное число (КЧ) комплексообразователя в данном соединении равно 2.
В комплексном соединении состава [Co(H
2O)2(NH3)2SO4] три вида лигандов: две молекулы воды, две молекулы аммиака, сульфат-ион. Каждая молекула воды и аммика - монодентатный лиганд, сульфат-ион ˗ бидентатный лиганд. Таким образом, КЧ комплексообразователя равно 2∙1 + 2∙1 + 2 = 6.
Если комплекс катионный, название всегда начинается с аниона: сульфат, хлорид, гидроксид и.т.д. Если комплекс анионный или нейтральный, название начинается с комплексного иона. Первыми перечисляются лиганды с обязательным указанием их количества, если число данного лиганда больше одного, затем название комплексообразователя. Лиганды перечисляются в следующем порядке: первыми ˗ гидроксид-ионы, затем остальные лиганды и в последнюю очередь нейтральные молекулы.
Названия нейтральных молекул, которые входят в состав комплексных ионов: Н2О – аква, NH3 – аммин, СО – карбонил, NO – нитрозил.
Названия анионов, входящих в комплексный ион: Cl- ˗ хлоро, Br- ˗ бромо, I- ˗ йодо, SO42- ˗ сульфато, С2О42- ˗ оксалато, СN- ˗ циано, SCN- ˗ тиоцианато (или родано), NO3- ˗ нитрато, NO2- ˗ нитро.
При названии комплексного катиона используется название металла в родительном падеже с указанием степени окисления в скобках римской цифрой.
Если комплекс нейтральный, то название комплексообразователя дается в именительном падеже.
Если комплекс анионный, то название комплексообразователя дается как солеобразующего металла, то есть берется название металла и обычно добавляется суффикс "ат".
Для большинства металлов используют латинские названия, совпадающие с русскими, исключение составляют: медь - купрат, железо - феррат, золото - аурат, серебро - аргентат, ртуть - меркурат (гидраргират).
Название комплексного иона дается слитно. Название внутренней сферы идет отдельным словом.
В пространстве комплексные ионы имеют форму многогранников (в соответствии с моделью Кеперта атом металла лежит в центре многогранника, а лиганды располагаются в вершинах многогранника). Возможны следующие конфигурации:
-
линейное расположение – комплексы с координационным числом 2 − [CuCl2]−, [Ag(CN)2]−. -
Плоский равносторонний треугольник – комплексы с координационным числом 3 − [HgI3]−. -
Тетраэдрическая конфигурация – комплексы с координационным числом 4 − [BF4]−. -
Плоский квадрат – комплексы с координационным числом 4 − [Pt(NH3)2Cl2]. -
Тригонально-бипирамидальная конфигурация – комплексы с координационным числом 5 − [Fe(CO)5]. -
Октаэдрическая конфигурация − комплексы с координационным числом 6 − [PtCl6]2−.
Координационные соединения при растворении подвергаются диссоциации. Комплексы, у которых есть внешняя сфера, ведут себя в растворе как сильные электролиты. Данный процесс называется первичной диссоциацией. Комплексы, у которых внешняя сфера отсутствует, являются комплексными неэлектролитами. Комплексные ионы, а также комплексные неэлектролиты в растворе диссоциируют как очень слабые электролиты. Данный процесс называется вторичной диссоциацией. В этом случае процесс диссоциации характеризуется константой нестойкости:
[Al(OH)6]3− Al3+ + 6OH−
Kнест = [Al3+]∙[OH−]6/[[Al(OH)6]3−]
Для характеристики устойчивости комплексных соединений можно использовать величину, обратную константе нестойкости, называемую константой устойчивости:
Куст = 1/Kнест = [[Al(OH)6]3−]/[Al3+]∙[OH−]6
Константы нестойкости для различных комплексных ионов весьма различны и могут служить мерой устойчивости комплекса.
Чем меньше концентрация продуктов распада, т.е. чем устойчивее комплекс, тем меньше его константа нестойкости. Наиболее устойчивые в растворах комплексные частицы имеют наименьшие константы нестойкости.
Различают парамагнитные вещества – втягиваются во внешнее магнитное поле (взаимодействуют) и диамагнитые – слабо из него выталкиваются (не взаимодействуют). Различия в магнитных свойствах комплексных веществ, связаны с электронным строением центральных атомов. Если в частице, образующей комплекс все электроны спарены, то их магнитные моменты взаимно компенсируются и комплексный ион является диамагнитным. В случае парамагнитного комплексного иона частица имеет один или несколько неспареных электронов.
Экспериментальная часть