загрузка...
загрузка...
Характеристика роботи

Реферат

Кількість сторінок: 12

Безкоштовна робота

План

1. Стан комплексних сполук.

2. Розчини.

3. Комплексні сполуки.

4. Вивчення комплексних сполук і розчинів науковими вченими.

5. Класифікація органічних сполук.

Тема: “Стан комплексних сполук у розчинах”

Мета: Провести порівняння хімічного стану координаційних сполук, що виявляють властивість сильних електролітів у водних розчинах.

Обов’язкові креслення:

1)Кількість характеристики дисоціації комплексних сполук.

2)Константи стійкості деяких комплексних іонів.

3)Ряд збільшення стійкості комплексних двовалентних біометанів.

4)Подвійні солі як комплексні сполуки.

5)Стан комплексних сполук у природних розчинах.

Практичне заняття.

Підготувати практичний дослід, ілюструючий дисоціацію комплексних іонів.

Стан комплексних сполук

Говорячи про внутрішню і зовнішню сфери комплексної сполуки дуже відрізняється за стійкістю; часточки, що містяться у зовнішній сфері зв’язані з комплексним іоном переважно електрочастичними силами і легко відщеплюються у водному розчині.

Ця дисоціація називається первинною; вона проходить майже націло за типом дисоціації сильних електролітів. Ліганди, розміщені у внутрішній сфері, зв’язані з центральним атомом міцніше і відщеплюються лише невеликою мірою. Оборотне розкладання внутрішньої сфери комплексної сполуки називається вторинною дисоціацією. Наприклад, дисоціацію комплексу[Ag(NH3)2]Cl можна записати так:

[Ag(NH3)2]Cl → [Ag(NH3)2]+ + Cl -- первинна дисоціація

[Ag(NH3)2]+ Ag+ + 2NH3 – вторинна дисоціація.

Вторинна дисоціація характеризується наявністю рівноваги між комплексною часточкою, центральним іоном та лігандами. В цьому можна упевнитися на основі таких реакцій. Якщо на розчин, що містить комплексний іон [Ag(NH3)2]+, подіяти розчином будь-якого хлориду, то осад не утворюється, хоч з розчинів звичайних солей срібла при добавленні хлоридів виділяється осад хлориду срібла. Очевидно, концентрація іонів срібла в аміачному розчині надто мала, щоб при введені у нього навіть надлишку хлорид–іонів можна було б досягти величини добутку розчинності хлориду срібла (ДРAgCl = 1,8×10-10). Але після добавлення до розчину комплексу йодиду калію випадає осад йодиду срібла. Це доводить, що іони срібла є в розчині. Хоч яка мала їхня концентрація, але вона виявляється достатньою для утворення осаду, оскільки добуток розчинності йодиду срібла AgI становить лише 1∙10-16, тобто значно менше, ніж у хлориду срібла. Так само при дії сірководню утворюється осад сульфіду срібла Ag2S, добуток розчинності якого дорівнює 10-51.

Рівняння реакції, що при цьому відбувається, можна записати так:

[Ag(NH3)2]+ + I-AgI↓ + 2NH3;

2[Ag(NH3)2]+ + H2S → Ag2S↓ + 2NH3 + 2NH4+.

Дисоціація іонів [Ag(NH3)2]+, згідно з поданим вище рівнянням, як і дисоціація всякого слабкого електроліту, підлягає закону діючих мас і може бути охарактеризована відповідною константою рівноваги, що називається константою нестійкості комплексного іона:

Константи нестійкості для різних комплексних іонів дуже різні і можуть бути мірою стійкості комплексу. Константи нестійкості, у вираз яких входять концентрації іонів і молекул, називаються “концентраційними”. Більш точними і незалежними від концентрацій та іонної сили розчину є константи нестійкості, які містять замість концентрацій активності іонів і молекул. У розбавлених розчинах ці два різні вирази констант нестійкості збігаються один з одним.

З поданої формули видно, що чим менша концентрація продуктів розкладання, тобто, чим стійкіший комплекс, тим менша його константа нестійкості. Так, серед однотипних сполук

[Ag(NO2)2]-[Ag(NH3)2]+[Ag(S2O3)2]-3[Ag(CN)2]-

Кнест ... 1,3 ∙ 10-3 6,8 ∙ 10-8 1 ∙ 10-13 1 ∙ 10-21

стійкість комплексу зростає при переході від [Ag(NO2)2]-до [Ag(CN)2]-. Іон [Ag(CN)2]- такий стійкий, що навіть добавляння йодиду калію до розчину комплексної солі не приводить до утворення осаду йодиду срібла. Але при дії сірководню, внаслідок дуже малої величини добутку розчинності сульфіду срібла, все-таки випадає осад сульфіду срібла.

Останнім часом для характеристики стійкості комплексних сполук вважають за краще користуватися величиною, оберненою константі нестійкості, яка називається константою стійкості. Для іона [Ag(NH3)2]+константа стійкості дорівнює:

Досі йшлося про загальні константи нестійкості і стійкості, які відносяться до розкладання комплексу на кінцеві продукти. Насправді ж у розчинах має місце ступінчаста дисоціація комплексу, аналогічна ступінчастій дисоціації слабких електролітів, наприклад, багато основних кислот.

Так, у водному розчині K2[PtCl4] є в різних співвідношеннях усі комплекси, що беруть участь у рівновагах:

Кожна з цих рівноваг характеризується своєю ступінчастою константою нестійкості К1, К2і т. д. В міру відщеплення хлорид–іонів заряд комплексу стає дедалі більш позитивним, а число іонів Cl- у комплексі зменшується. В результаті послідовне відривання хлорид – іонів дедалі утруднюється. Тому між ступінчастими константами нестійкості іона [PtCl4]2-має місце співвідношення: К43 21.

Така зміна у величинах послідовних констант нестійкості має загальний характер. Величина загальної константи нестійкості дорівнює добуток усіх ступінчастих констант.

Значення констант нестійкості і стійкості наводяться в довідниках. За допомогою цих величин можна передбачити перебіг реакцій між комплексними сполуками: якщо між константами стійкості є велика різниця, то реакція відбувається з утворенням комплексу з більшою константою стійкості або, що рівноцінно, з меншою константою нестійкості. Наприклад, для іона [Ag(NH3)2]+; Кнест = 6,8 ∙ 10-8, а для іона NH4+; Kнест = 5,4 ∙ 10-10; тому під дією кислот аміакат срібла руйнується з утворенням іонів Ag+ та NH4+:

[Ag(NH3)2]+ + 2H+ Ag+ +2NH4+.

Комплекс же [Pt(NH3)4]2+ (Кнест = 5 ∙ 10-34) не руйнується при кімнатній температурі навіть у концентрованій соляній кислоті.

Процеси комплексоутворення широко використовуються в аналітичній хімії. При виборі умов найефективнішого розділення іонів виходять з співвідношення констант стійкості утворених ними комплексних сполук.

Наприклад: катіони Ni 2+, Co2+, Zn2+дають стійкі розчинні аміакати, а Al3+, Fe3+, Cr3+ менше схильні до комплексоутворення з аміаком і осаджуються при дії аміаку у вигляді гідроксидів. Це дає змогу розділити дією аміаку ці дві групи катіонів. Подібного роду міркування можуть бути використанні і для розділення аніонів: так, можна осадити суміш хлоридів і йодидів у вигляді AgCl i AgI і далі обробити її аміаком – у розчин перейде лише AgCl, а AgI залишиться в осаді. Щоб розчинити AgI, треба застосувати ліганд, який зв'язує іон Ag+ значно міцніше, наприклад, CN-, оскільки для комплексу [Ag(CN)2]- Kнет = 1 ∙ 10-2. У розчині KCN йодид срібла розчиняється з утворенням K[Ag(CN)2].

AgI + 2KCN → K[Ag(CN)2] + KI.

У природі й техніці розчини мають величезне значення. Рослини застосовують речовини у вигляді розчинів. Засвоєння їжі пов'язане з переходом поживних речовин у розчин. Усі природні води є розчинами. Розчинами є найважливіші фізіологічні рідини – кров, лімфа. Багато хімічних реакцій відбуваються в розчинах.