Комплексные соединения



жүктеу 110.2 Kb.
Дата28.04.2016
өлшемі110.2 Kb.
: docs
docs -> Стандартные требования на бесшовные трубы из среднеуглеродистой стали для котлов и пароперегревателей 1
docs -> Техническая характеристика ао «нак «Казатомпром»
docs -> Қазақстан Республикасы Денсаулық сақтау министрінің 2009 жылғы 24 қарашадағы №764 бұйрығы «Халық денсаулығы және денсаулық сақтау жүйесі туралы»
docs -> Бұрын белгісіз болған оқиға жөніндегі кез келген мәлімет аталады
Методические материалы Лунькиной В.А. по теме:

Комплексные соединения.
“Все познается в сравнении”.
“Наиболее рациональный прием изучения нового - есть перенос знаний ранее изученного (известного) на новый изучаемый объект (на неизвестное)”.

Приступая к изучению вопроса о комплексных соединениях, вспомним строение азота и аммиака.

I. Азот. Аммиак. Азот затрачивает три неспаренных электрона на образование ковалентных связей с атомами водорода, т. е. образует с водородом три общие электронные пары. Собственную электронную пару азот использует на образование связи с протоном водорода.

N714 1S2 2S2 2P3 2   B=III иногда IV (при использовании

1  P пары s-электронов внешнего слоя).

S

Донорно-акцепторная связь



  

 ДОНОР

H : N : H + H+: Cl- 

 

H акцептор




H+

 


H : N : H + Cl-

 


 H

хлорид аммония



Комплексное соединение.

Соединения, образование которых не связано с возникновением новых электронных пар (общая электронная пара образовалась за счет собственной электронной пары одного из партнеров) – называются комплексными.

Создателем теории комплексных соединений, она называется координационной теорией, является шведский ученый Альфред Вернер. В начале прошлого столетия наибольший прогресс в этой области химии достигнут в нашей стране благодаря Льву Александровичу Чугаеву, который создал уникальную школу химиков - комплесников.

Если, получив гидроксид меди, добавить к осадку раствор аммиака в воде, то осадок растворится и раствор станет прозрачным и темно-синим. Это образовалось комплексное соединение. Запишем уравнения реакций.

CuSO4+2NaOH=Na2SO4+Cu(OH)2

Cu(OH)2+4NH3= [Cu2+ (NH3) 4]2+*2OH-



Гидроксид тетрааммин меди II

На примере данного соединения рассмотрим состав комплексного соединения (КС). [Cu2+ (NH3) 4]2+*2OH-


Внешняя сфера – 2ОН- , внутренняя сфера -[Cu2+ (NH3) 4]2+ .


Комплексообразователь - Cu2+ (центральный ион, координатор).

Координационное число (кч) – 4 (число молекул или ионов, соединенных непосредственно с атомом-комплексообразователем).


Лиганды (или аденды) - (NH3) , молекулы или ионы, расположенные около комплексообразователя.

При написании формул комплексных солей, комплекс заключается в квадратные скобки. Комплексы могут выполнять роль катионов, анионов или нейтральных молекул, напимер:

[Cu2+ (NH3) 4]2+ - катион; [Fe+2(CN)6]-4 - анион; [Pt(NH3)2Cl4] – нейтральная молекула.

Заряд комплексного иона равен сумме зарядов комплексообразователя и лигандов. Алгебраическая сумма зарядов внутренней и внешней сферы равна нулю, например Na2[Zn(CN)4]. [Zn (CN)4]2- - внутренняя сфера, 2 Na+ - внешняя сфера.

Образование внутренней сферы комплексов происходит по донорно – акцепторному механизму. Комплексообразователь – акцептор, предоставляющий свободные ячейки.

Лиганды – доноры, предоставляющие свободные пары электронов. Роль комплексообразователя могут выполнять положительно заряженные ионы, имеющие небольшую величину ионного радиуса. Чаще всего это катионы d – металлов, т. е. элементов побочных подгрупп периодической таблицы. Известны комплексные соединения катионов – f,s,p – элементов.

Лигандами, как правило, являются ионы (анионы), или нейтральные молекулы, например: ионы F-- фторо, Cl-- хлоро, J- - иодо,CN- - циано,OH- - гидроксо,CNS- - роданидо; нейтральные молекулы H2O - аква, NH3 – аммин. Чтобы доказать амфотерность гидроксида алюминия, надо осуществить превращение: AlCl3Al (OH) 3Na[Al(OH) 6]

Гексагидроксоалюминат натрия – комплексное соединение.

Запишем уравнения реакций и составим комплексное соединение.

AlCl3+3NaOH=3NaCl+Al (OH)3

Al (OH)3+3NaOH=Na3 [Al(OH) 6]

Координационное число (КЧ) зависит от радиуса атома комплексообразователя и его заряда.



КЧ (четное)

Заряд комплексообразователя

2

+1

(6)4

+2

(4)6

+3

(6)8

+4

Чем больше радиус комплексообразователя, тем большее число лиганд соединится с ним.

  1. Найдем комплексообразователь и определим его заряд – А1+3 .

  2. Определим координационное число комплексообразователя, т. е. число лиганд – 6.

  3. Находим лиганды. В данном случае это – ОН-.

4. Составляем формулу комплексного иона и подсчитываем его заряд: [Al+3(OH)- 6]-3.

+3 -6 за скобкой -3.

5. К комплексному иону дописываем внешнюю сферу - 3Na+.

Самостоятельная работа.

Составьте комплексные соединения, обозначьте составные части, заряды ионов.

2AgNO3 Ag+[Ag+(NO3)2]-

Pt+4Cl4*2KCl ( кч Pt=6)  K2+[Pt+4(Cl-)6]-2


Названия комплексных соединений.
Формула комплексного соединения читается справа налево. Сначала называется анион (если он есть): Cl- - хлорид, ОН- - гидроксид, SO4 - сульфат и т.д. Число лигандов указывают греческими числительными: 1-моно, 2-ди, 3-три, 4-тетра, 5-пента, 6-гекса. Ионы лигандов внутренней сферы в названии приобретают суффикс “о”(смотри выше). Комплексообразователь –корень латинский плюс окончание “ат” (высшая степень окисления (с.о.) или “ит” (низшая с.о.) или просто название металла. Если разная с.о. - она указывается римской цифрой. После обозначения состава внутренней сферы называют внешнесферные катионы (если такие имеются).

Задание. Дайте названия в каждом конкретном примере.

[Al(H2O) 6]Cl3 - хлорид гексааквааллюминия,

K2[Pt(Cl) 6] - гексахлороплатинат (IV) калия,

Na2[Zn(OH)4] -тетрагидроксоцинкат натрия,

[Cu(NH3)4]*2OH -гидроксид тетраамминмеди (II),

NH4Cl -хлорид аммония,

[Ag(NH3)2]Cl -хлорид диамминсеребра (I).


Свойства комплексных соединений.

Свойства комплексных соединений определяются их составом и строением. В воде они диссоциируют на внешнюю сферу и комплексный ион: K3[Fe(CN)6] ↔ 3К+ + [Fe(CN)6]-3

Важнейшим свойством комплексов в растворах является их устойчивость. Количественно она характеризуется константой нестойкости. Внутренняя сфера комплекса в незначительной степени подвергается электролитической диссоциации, распадаясь на комплексообразователь и лиганды, например:

[Fe(CN)6]-3 ↔ Fe+3 + 6 CN-

Отношение произведения концентраций комплексообразователя и лигандов к концентрации недиссоциированного комплекса называется константой нестойкости, т. е. константа нестойкости – это константа диссоциации комплексного иона:

[Fe3+]*[CN- ]6

Кнест. [Fe(CN)6]-3 = ------------------ = 1х10-44

[Fe(CN)6]-3

Чем меньше константа нестойкости, тем прочнее комплекс.

Комплексные соли вступают в реакции обмена и другие реакции, например:

2CuSO4 + K4[Fe(CN)6] = Cu2[Fe(CN)6] ↓ + 2K2SO4

Zn+2Na [Au (CN)2] = Na2[Zn(CN)4]+2Au

т.е. комплексные соли в растворах ведут себя так же, как и простые соли.

Пример окислительно – восстановительной реакции:

2K4[Fe(CN)6] + С12 = 2К3 [Fe(CN)6] + 2КС1

окисл. С12 +2е → 2С1- │2 1 процесс восстановления

│ 2

восст. Fe+2 – 1е → Fe+3 │1 2 процесс окисления




Объяснение амфотерности гидроксидов.
Согласно протолитической теории амфотерные соединения способны быть как донорами, так и акцепторами протона. Типичным примером амфотерных соединений может служить вода:

Н2О + Н2О ↔ Н3О+ + ОН-

Из гидроксидов наиболее ярко выражены амфотерные свойства у гидроксида галлия

Ga(OH)3 , для которого константы диссоциации в водном растворе по кислотному и основному типу почти равны.

Преобладание кислотных или основных свойств у гидроксидов различных элементов связано с положением элементов в периодической системе. Ослабление основных и усиление кислотных свойств гидроксидов R(OH)m наблюдается с увеличением поляризующего действия иона Rn+ , т. е. с уменьшением его радиуса и возрастанием числа внешних электронов. Поэтому к сильным основаниям относятся гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов. Во второй группе периодической системы бериллий и цинк, а в третьей группе алюминий, галлий и индий образуют амфотерные гидроксиды.

Исследование влияния концентрации ионов Н+ в растворе на свойства различных гидроксидов показало, что амфотерность обусловлена устойчивостью гидроксокомплекса данного металла. Гидроксид цинка растворяется в кислотах и щелочах, например:

Zn(OH)2 + 2HCl ↔ ZnCl2 + 2H2O

Zn(OH)2 + 2NaOH + Na2[Zn(OH)4]

Или в ионной форме: Zn(OH)2 + 2H+ = Zn2+ + 2H2O

Zn(OH)2 + 2ОH- + [Zn(OH)4]2-

Цинк проявляет координационное число – 4, а лигандами в ионе являются ионы ОН-.В водном растворе свободные ионы не могут существовать , а находятся в виде гидратов. Энергия гидратации велика и при этом образуются аквакомплексы постоянного состава. Число молекул воды равно КЧ. Аквакомплексы ведут себя как кислоты. Например, в водном растворе какой либо соли цинка его аквакомплекс дисоциирует:

[Zn(Н2О)4]2+ ↔ [Zn(Н2О)3ОН]+ + Н+

В ряду аквакомплексов и аквагидроксокомплексов цинка

[Zn(Н2О)4]2+→ [Zn(Н2О)3ОН]+ → [Zn(Н2О)2 (ОН)2]↓ → [ZnН2О(ОН)3]-→ [Zn(OH)4]2-

каждый последующий член ряда по составу молекул отличается от предыдущего на один протон. При переходе каждого предыдущего члена в последующий первый ведет себя как кислота. Обратный переход связан с притяжением протона, а, следовательно, с проявлением соединением основных свойств. Равновесие взаимоперехода одних комплексов в другие

в указанном ряду вправо смещено в щелочной среде, а влево – в кислой.

Рассмотрим образование аналогичных комплексов у алюминия. При растворении алюминия в кислоте (в сильно кислой среде) получается катион в виде аквакомплекса:

2А1 + 6Н+ + 6Н2О = 2[А1 (Н2О)6]3+ + 3Н2

2А1 + 6НС1 + 6Н2О = 2[А1 (Н2О)6]С13 + 3Н2

Хлорид гексаакваалюминия

При постепенном прибавлении раствора щелочи происходит замена молекул воды в комплексе на гидроксильные группы (переход от аквакомплексов к гидроксокомплексам):

[А1 (Н2О)6]3+ + ОН- = [А1ОН(Н2О)5]2+ + Н2О

[А1ОН(Н2О)5]2+ + ОН- = [А1(ОН)22О)4]+ + Н2О

[А1(ОН)22О)4]+ + ОН- = [ А1(ОН)32О)3]↓ + Н2О

Нейтральный гидроксид не растворяется в воде и выпадает в осадок.

При дальнейшем прибавлении раствора щелочи снова образуются ионы, но уже не катионы а анионы, и осадок растворяется: [ А1(ОН)32О)3] + ОН- = [ А1(ОН)42О)2]- + Н2О

[ А1(ОН)42О)2]- + ОН- = [ А1(ОН)52О)]2- + Н2О

[ А1(ОН)52О)]2- + ОН- = [ А1(ОН)6]3- + Н2О

Таким образом, амфотерность трехвалентного алюминия проявляется в возможности его существования в водном растворе в составе как катионов, так и анионов. Состав этих ионов зависит от кислотности среды. В школьном курсе химии принято для аниона использовать формулу А1(ОН)4- , где координационное число алюминия не 6, а- 4.


Получение комплексных солей.
Комплексные соли получаются в результате реакций обмена, соединения, окислительно-восстановительных реакций, при электролизе, например:

HgI2 + 2KI = K2 [HgI4]

избыток

CuSO4 + 4NH4OH = [Cu (NH3) 4] SO4 + 4H2O



Применение КС.

а) Гальванические покрытия - защита одного металла другим. Медью покрывают железо с помощью КС, тогда медное покрытие крепко соединяется с железом.

б) Электролитическое получение металлов

Алюминий в расплаве криолита: Nа3[AlF6]. Из расплавов соединений комплексных солей получают Nb, Tl, Th, Mg.

в) Защита металлов от коррозии. Ингибиторы - комплексные органические вещества или комплексные соли.

г) Аналитическая химия.

КС - реактивы, индикаторы, которые помогают распознать вещества или ионы

соединений, заряды ионов: железо +2 можно распознать с помощью реакции 3Fe+2SO4+2K3[Fe+3(CN)6]-3=3K2 SO4+Fe3+2[Fe+3(CN)6]2-3

синий осадок (турнбулева синь)

II опыт: 4Fe+3Cl3+3K4[Fe+2(CN)6]-4=12KCl +Fe4+3[Fe+2(CN)6]3-4

темно-синий осадок (берлинская лазурь)

д) Получение металлов (золота).

Золотой песок растворяется в растворе цианида натрия (NaCN), в присутствии кислорода и воды. Образуется комплексное соединение.

4Au + O2 + 2H2O + 8Na CN = 4Na[Au+(CN) 2] -+ 4Na OH (C.O. Au-+1, кч-2)

Из полученного КС золото вытесняют цинком.

Zn+2Na [Au (CN)2]=Na2[Zn(CN)4]+2Au

е) Комплексные соединения - важнейшие органические соединения – гемоглобин и хлорофилл (схема строения данных соединений в книге «Металлы в живых организмах» автор Николаев Л.А. или Соросовский образовательный журнал №3 1997год), ферменты, витамины и т.д. Синтез лекарственных препаратов, витаминов, биодобавок и многих других веществ, связан с комплексными соединениями.

Литература:



  1. Гузей Л.С., Суровцева Р.П. учебник “Химия 10 класс”

  2. Л.А. Николаев “Металлы в живых организмах”, М.:Просвещение,1983

  3. Вузовский учебник Глинка Н.Л. “Общая химия”

  4. Хомченко Г.П. “Неорганическая химия”

  5. Ф.Б. Гликина, Н.Г. Ключников “Химия комплексных соединений М.: Просвещение 1982”

  6. Соросовский образовательный журнал №3 1997 г стр.58

  7. Ю.Н. Кукушкин “Соединения высшего порядка”, Ленинград “Химия” 1991.

Лунькина В.А., учитель МОУ СОШ №1, р.п. Колышлей, Пензенской области.



©netref.ru 2017
әкімшілігінің қараңыз

    Басты бет