- •Лабораторная работа
- •2.2. Химическая связь в комплексных соединениях.
- •2.3 Номенклатура комплексных соединений.
- •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.
- •Содержание отчёта.
-
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)
=
[Ag(NH3)2]+
II ступень: [AgNH3]+ = Ag+ + NH3
Кд(II)
=
[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]+
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+