Лабораторные работы по общей и неорганической химии
 Скачать 1 Mb.
|
|
pH = - lg[H+]; pОH = - lg[ОH-] pH + pОH = Kw = 14. При температуре 25°С pH = 7 в нейтральных растворах, в кислых 0 ≤ pH < 7, в щелочных 7 < pH ≤ 14. При растворении в воде соли, состоящей из аниона слабой кислоты или катиона слабого основания, протекает процесс гидролиза – обменного взаимодействия соли с водой, в результате которого образуется слабая кислота или слабое основание. В результате гидролиза соли слабой кислоты и сильного основания, образуются гидроксид-ионы, среда щелочная (7 < pH ≤ 14): CH3COOK + H2O CH3COOH + KOH, CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-. Кратое ионное уравнение характеризует гидролиз соли: Кг = [CH3COOH][OH-]/[CH3COO-] = Kw/Kкисл, Кг – константа гидролиза. При гидролизе соли сильной кислоты и слабого основания, возрастает концентрация ионов водорода, среда кислая (0 ≤ pH < 7): AlCl3 + H2O AlOHCl2 + HCl, Al3+ + H2O AlOH2+ + H+. Кг = [AlOH2+][ H+]/[ Al3+] = Kw/Kосн При взаимодействии с водой соли слабой кислоты и слабого основания, образуются как гидроксид-ионы, так и ионы водорода. В этом случае среда раствора зависит от силы кислоты и основания, образующих соль. Если Ккисл ≈ Косн, то pH ≈ 7; Ккисл > Косн, среда будет слабокислой; Ккисл < Косн, среда будет слабощелочной: CH3COONH4 + H2O CH3COOH + NH4OH, так как константы диссоциации уксусной кислоты и аммиака практически равны K(CH3COOH) = 1,74∙10-5, а K(NH3∙H2O) = 1,76∙10-5, pH ≈ 7. Соли сильного основания и сильной кислоты гидролизу не подвергаются. Степень гидролиза (h) – количество электролита, подвергшегося гидролизу: Кг = h2∙Cм, h = √(Kг/Cм). Степень гидролиза соли тем больше, чем меньше ее концентрация. Следовательно, при разбавлении раствора соли, степень гидролиза возрастает. Экспериментальная часть Опыт 1. Определение реакции среды при гидролизе солей В отдельных пробирках растворить в 1-2 мл дистиллированной воды несколько кристаллов следующих солей: карбоната натрия, фосфата натрия, хлорида натрия, сульфата алюминия, хлорида железа(III), карбоната аммония. На предметное стекло положить кусочки универсальной индикаторной бумаги. С помощью чистой стеклянной палочки смочить индикаторную бумагу раствором каждой из солей. По цвету индикаторной бумаги определить рН раствора, предварительно определив рН дистиллированной воды. Результаты эксперимента записать в таблице. Написать уравнения I стадии реакций гидролиза солей в молекулярном и ионном виде.
Опыт 2. Влияние температуры на гидролиз Реакция гидролиза - это эндотермический процесс, поэтому в соответствии с принципом Ле Шателье повышение температуры раствора соли увеличивает степень гидролиза. Для определения рН раствора ацетата натрия готовят ее раствор и прибавляют к нему индикатор (фенолфталеин). По изменению интенсивности окраски индикатора при нагревании или охлаждении раствора судят об увеличении или уменьшении концентрации ионов ОН- и, следовательно, об изменении степени гидролиза. Порядок выполнения опыта. Налить в пробирку 1-2 мл раствора ацетата натрия и прилить к нему 1-2 капли фенолфталеина. Нагреть раствор на водяной бане. Как меняется интенсивность окраски раствора фенолфталеина? Написать уравнения гидролиза ацетата натрия в молекулярной и ионной формах. Записать наблюдения и объяснить изменение окраски фенолфталеина при нагревании. Опыт 3. Влияние разбавления на гидролиз хлорида сурьмы Степень гидролиза солей зависит от их природы. В случае гидролиза SbCl3 идут следующие процессы: 1) SbCl3 + HOH = Sb(OH)Cl2 + HCl Sb3+ + HOH = Sb(OH)2+ + H+ 2) Sb(OH)Cl2 + (HOH) = SbOCl + HCl Sb(OH)2+ + НОН = Sb(OH)2+ + H+ Sb(OH)2+ + Cl- = SbOCl + H+ + H2O В результате гидролиза по второй ступени образуется Sb(OH)2Cl - неустойчивое вещество, которое разлагается с образованием осадка оксохлорида сурьмы SbOCl. Это приводит к смещению равновесия гидролиза вправо. Поэтому растворы SbCl3 готовят только в сильнокислой среде, что останавливает гидролиз на первой ступени. SbOCl + HCl = Sb(OH)Cl2 Порядок выполнения опыта. Налить в пробирку примерно 1 мл SbCl3. Добавить к раствору SbCl3 примерно 5 капель дистиллированной воды. Добавить в реакционную смесь 1 мл соляной кислоты (2н). Добавить к раствору еще 1-2 мл дистиллированной воды. Записать наблюдения и уравнения реакции гидролиза SbCl3. Объяснить причины образования и растворения осадка SbOCl. Опыт 4. Взаимное усиление гидролиза Гидролиз соли усиливается, если связать один из ионов, образующийся в результате гидролиза, в слабый электролит. В результате гидролиза соли слабого основания и сильной кислоты в растворе образуются свободные ионы Н+ (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(H2O)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 |