Архитектура Аудит Военная наука Иностранные языки Медицина Металлургия Метрология
Образование Политология Производство Психология Стандартизация Технологии


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)
[AgNH3]+ [NH3]


=

[Ag(NH3)2]+

II ступень: [AgNH3]+ = Ag+ + NH3

Кд(II) =
[Ag+] [NH3]

[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


[Ag(NH3)2]+
Кн =

 

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.

 

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]- + Cl-


При 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+

 


При избытке Н+

 

Окислительно-восстановительные реакции с участием комплексных соединений.

Комплексные соединения могут участвовать в окислительно-восстановительных реакциях. При этом изменяется степень окисления центрального атома.

Возможны реакции двух типов:

а) Изменение степени окисления без разрушения комплекса

2K3[Fe3+(CN)6] + 2KI = 2K4[Fe2+CN)6] + I2

б) Изменение степени окисления с разрушением комплекса в результате восстановления центрального иона до металла

Zn + 2K[Au+(CN)2] = 2Auo + K2[Zn(CN)4]

 

 

Обработка результатов

Различие между двойной и комплексной солью

6.1 FeCl3+6KCNS=K3[Fe(CNS)6]+3KCl

Fe3++3Cl- +6K++6CNS- = 3K+ + [Fe(CNS)6]3-+ 3K+ +3Cl-

Fe3++ 6CNS - =[Fe(CNS)6]3-

6.2 а) K3[Fe(CN)6]+ KCNS – реакция не идет

б) (NH4)2SO4•Fe2(SO4)3+12KCNS= 2K3[Fe(CNS)6]+(NH4)2SO4+3K2SO4

2NH4 ++SO42-+2Fe3++3SO42-+12K++12CNS- =6K+ + 2[Fe(CNS)6]3-+2NH4++SO42-+6K++ 3SO42-

2Fe3++ 12CNS- = 2[Fe(CNS)6]3-

Кн= - гексацианоферрат(III) калия

Кн= - гексатиоцианатоферрат(III) калия

Вывод: Реакция между гексацианоферратом калия (III) и роданидом калия не идет, так как комплекс гексацианоферрата достаточно прочный, а роданид реагирует со свободными ионами Fe(3+), образуя соединение кроваво-красного цвета. Поэтому можно сделать вывод, что гексацианоферрат калия – это комплексная соль, а (NH4)2SO4•Fe2(SO4)3 - двойная.

Образование и разрушение комплексных ионов

6.3 2CuSO4+ 2NH4OH = (CuOH)2SO4↓ + (NH4)2SO4

2Cu2++ 2SO42-+2NH4++2OH- = (CuOH)2 SO4↓ +2NH4++SO42-

2Cu2++ 2OH- +SO42- = (CuOH)2 SO4↓

 

(CuOH)2SO4↓ +(NH4)2SO4+6NH4OH=2[Cu(NH3)4]SO4+8H2O

(CuOH)2SO4↓ +2NH4++ SO42-+6NH4++OH- = 2[Cu(NH3)4]2++2 SO42-+8H2O

(CuOH)2SO4↓ +8NH4++OH- = 2[Cu(NH3)4]2++ SO42-+8H2O

 

[Cu(NH3)4]SO4+4HCl=4NH4Cl + CuSO4

[Cu(NH3)4]2++ SO42- + 4H++4Cl- =4NH4+ +4Cl-+Cu2++SO42-

[Cu(NH3)4]2++4H=4NH4++Cu2+

Кн= - сульфат тетраамминмеди (II)

 

6.5 ZnSO4+2NaOH=Zn(OH)2↓ +Na2SO4

Zn2++SO42-+2Na++2OH- = Zn(OH)2↓ +2Na++SO42-

Zn2++2OH- = Zn(OH)2↓

 

Zn(OH)2↓ +2NaOH=Na2[Zn(OH)4]

2Na+ +2OH- + Zn(OH)2↓ = 2Na+ + [Zn(OH)4]2-

2OH- + Zn(OH)2 ↓ = [Zn(OH)4]2-

Na2[Zn(OH)4]+4HCl= 2NaCl + ZnCl2 + 4H2O

2Na++[Zn(OH)4]2-+4H++4Cl- =2Na++2Cl-+Zn2++2Cl-+ 4H2O

[Zn(OH)4]2-+H+=Zn2++4H2O

 

Кн= - тетрагидроксоцинкат (II) натрия

6.6 FeCl3 + 6 KCNS = K3[Fe(CNS)6] + 3 KCl

Fe3++3Cl-+6K++6CNS-=3K++[ Fe(CNS)6]3-+3K++3Cl-

Fe3++6CNS-=[ Fe(CNS)6]3-

 

Кн=

 

K3[Fe(CN)6]+ KCNS – реакция не идет

Цианидный комплекс железа (III) более устойчив, чем роданидный

 

6.7 2NiSO4+2NH4OH=(NiOH)2SO4↓ +(NH4)2SO4

2Ni2++2SO42-+2NH4++2OH- =(NiOH)2SO4↓ +2NH4++SO42-

2Ni2++ SO42- + 2OH- =(NiOH)2SO4↓

 

(NiOH)2SO4↓ +(NH4)2SO4+10NH4OH=2[Ni(NH3)6]SO4+12H2O

(NiOH)2SO4↓ +2NH4++SO42- + 10NH4++10OH- = 2[Ni(NH3)6]2+ + 2 SO42- + 12H2O

(NiOH)2SO4↓ +12NH4++10OH- = 2[Ni(NH3)6]2+ + SO42- + 12H2O

 

Кн= - сульфат гексаамминникеля (II)

 

Вывод: Аммиачные комплексы получаются при взаимодействии солей или гидроксидов металлов с аммиаком в водных или неводных растворах, а разрушить аммиакаты можно воздействием на них сильных кислот. Гидроксокомплексы получаются взаимодействием щелочи и основания. А разрушение происходит при добавлении сильной кислоты.

 


Поделиться:

Последнее изменение этой страницы: 2017-05-05; Просмотров: 5995; Нарушение авторского права страницы


lektsia.com 2007 - 2024 год. Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав! (0.025 с.)
Главная | Случайная страница | Обратная связь