Получение и свойства комплексных соединений

XXVIII Международный конкурс научно-исследовательских и творческих работ учащихся
Старт в науке

Личный портфель

Получение и свойства комплексных соединений

Чадалина П.А. 1
1МБОУ «СОШ№46» г. Калуги, 11 класс
Чадалина Н.Н. 1
1г. Алексин МБОУ "Гимназия №13"
Автор работы награжден дипломом победителя III степени
Диплом школьникаСвидетельство руководителя
Текст работы размещён без изображений и формул.
Полная версия работы доступна во вкладке "Файлы работы" в формате PDF

Введение

Актуальность

Комплексные соединения представляют собой уникальный класс веществ, объединяющий в себе элементы органической и неорганической химии. Комплексные соединения широко применяются в промышленности, аналитической химии, медицине, экологии.

Природными комплексными соединениями являются гемоглобин, хлорофилл,активные центры большинства ферментов содержат ионы металлов (Fe, Zn, Cu, Mo, Mn, Co) в составе координационных соединений, которые катализируют многие биохимические реакции.

Перспективы использования комплексных соединений для решения будущих задач человечества, делают их изучение, особенно важным.

Впервые с комплексными соединениями школьники знакомятся при изучении амфотерных металлов алюминия и цинка, железа и их соединений. К, сожалению, в школьном курсе химии уделяется недостаточно времени на их изучение.

Исследовательский проект направлен для более подробного изучения этих удивительных соединений, чтобы сформировать представление о строении, свойствах, номенклатуре и применении этих веществ. Это важно для обучения химии, развития исследовательских навыков.

Цель: изучение методов получения комплексных соединений и исследование их свойств.

Задачи:

  • изучение литературных источников по теме;

  • проведение экспериментальных исследований по получению комплексных соединений и их свойств;

  • анализ полученных данных;

  • формулировка выводов;

  • составление методического пособия для учителей и учащихся.

Объект исследования: комплексные соединения.

Предмет исследования: процессы получения, изучение свойств комплексных соединений.

Методы исследования

  1. Эмпирические методы: экспериментальные исследования, наблюдение, описание и оценка полученных данных.

  2. Теоретические методы: анализ, синтез, использование аналогий, обобщение и формулирование выводов

Глава 1. Теоретическая часть. Обзор литературы

    1. История развития координационной теории

В 1798 году Тассэр обнаружил вещество с формулой СoCl3.6NH3. В то время уже было известно, что при смешивании некоторых солей образуются новые соли, названные двойными. В 1840-х годах Т. Грэм предложил рассматривать аммиакаты как производные аммония. В 1854 году К.К. Клаус предложил анализировать свойства аммиачных оснований, исходя из свойств металла, а не аммиака.

В 1869 году К.В. Бломстранд возродил аммонийную теорию. Количество новых соединений росло, но существовавшая тогда теория валентности не могла объяснить их состав и структуру. Решение этой проблемы нашел Альфред Вернер, основоположник химии комплексных соединений, выдающийся швейцарский химик, лауреат Нобелевской премий. Его основная работа «О координационной теории комплексных соединений»  (1893 год). Вернер синтезировал все известные на тот момент соединения этого типа и разработал экспериментальные методы для доказательства их структуры. Его идеи помогли понять строение многих органических веществ.

В начале XX века в России появилась школа молодых ученых, заинтересовавшихся этой областью химии. [1].

1.2. Основные положения координационной теории

Комплексные соединения (координационные соединения) (лат. Complexus - сочетание, обхват) — это химические соединения, в которых можно выделить центральный атом (комплексообразователь) и непосредственно связанные с ним (координированные) один или несколько ионов или молекул. 

Положения координационной теории А. Вернера.

1.В структуре комплексных соединений присутствует центральный атом, именуемый комплексообразователем. Этот ион, как правило, относится к d-элементам, обладающим достаточным количеством свободных орбиталей на внешнем электронном уровне (например, Fe, Co, Cu, Zn, Mo, Mn). Реже в этой роли выступают p-элементы (Al, Sn, Pb), и лишь в исключительных случаях – s-элементы (например, Li).

2. В центре комплексного соединения находится центральный атом (или ион), который координируется с окружающими его молекулами или ионами, называемыми лигандами. Эти лиганды обладают способностью образовывать координационные связи благодаря наличию у них неподелённых электронных пар. Примерами лигандов являются нейтральные молекулы, такие как вода (H₂O), аммиак (NH₃), угарный газ (CO) и оксид азота (NO), а также анионы, например, хлорид (Cl⁻), бромид (Br⁻), йодид (I⁻), гидроксид (OH⁻), цианид (CN⁻) и тиоцианат (SCN⁻). Количество лигандов, непосредственно связанных с центральным ионом, определяется его координационным числом. Это число, как правило, вдвое превышает величину степени окисления центрального комплексообразователя.

3. Внутренняя координационная сфера, состоящая из центрального атома (комплексообразователя) и окружающих его молекул или ионов (лигандов), обозначается в химической формуле квадратными скобками. Заряд этой сферы рассчитывается как алгебраическая сумма всех зарядов ее составляющих.

4. Ионы, не связанные с центральным атомом или молекулой (то есть не входящие во внутреннюю координационную сферу), образуют внешнюю координационную сферу. Эта внешняя сфера состоит из ионов, имеющих заряд, противоположный заряду комплекса во внутренней сфере.

Рис.1. Строение комплексного соединения

5. Значения координационного числа напрямую зависит от его степени окисления, природы и лигандов, условий комплексообразования.

6. Координационное число может принимать различные значения, от 2 до 12. Чаще всего мы сталкиваемся с числами 4 и 6.

Например, строение К3[Fe(CN)6] гексацианоферрата (III) калия можно представить следующим образом (рис.1) [3]

Метод валентных связей предполагает, что комплексные ионы и соединения формируются за счет донорно-акцепторного взаимодействия. Лиганды, имеющие неподеленные электронные пары, выступают в роли доноров, а комплексообразователь предоставляет свободные гибридные орбитали для принятия этих пар.

В образовании связей участвуют s-, p- и d-орбитали комплексообразователя, находящиеся в состоянии гибридизации. Для элементов второго периода возможна только sp3-гибридизация (например, в K2[BeF4]). Для элементов 4-6 периодов в гибридизации участвуют d-орбитали, а в более тяжелых (6-8) - f-орбитали. С увеличением периода увеличивается и максимальное координационное число (количество лигандов, которые может присоединить комплексообразователь) [4].

1.3. Классификация комплексных соединений

1.Попринадлежностикопределенномуклассусоединений:

  • комплексные кислоты – H2[PtCl6], H[Al(OH)4], H4[Fe(CN)6];

  • комплексныеоснования–[Ag(NH3)2]OH, [Co(NH3)6](OH)3, Ni(H2O)6(OH)2;

  • комплексные соли – K[Ag(CN)2], [Pt(NH3)4]Cl2, [Ni(CO)4].

2. По знакузарядакомплексного иона:

катионные комплексы – комплексный ион заряжен положительно –

[Pt(NH3)4]Cl2 – комплексный ион [Pt(NH3)4]2+,

анионныекомплексы–комплексныйионзаряженотрицательно–

K2[Be(CO3)2]–комплексныйион[Be(CO3)2]2-.

нейтральные комплексы – комплекс не имеет внешней сферы, заряд такого комплекса равен нулю –[Pt(NH3)2Cl2], [Co(NH3)3Cl3];

смешанные комплексы – соединения, состоящие как из комплексного катиона, так и комплексного аниона – [Pt(NH3)4]2+[PtCl4]2-;

3. Повнутреннейструктурекомплексногосоединения:

По количеству ядер во внутренней сфере:

  • моноядерные (одноядерные) комплексы – комплексные соединения, имеющие во внутренней сфере один центральный атом;

  • полиядерные (многоядерные) комплексы – комплексные соединения, в которых два или несколько комплексообразователей соединены посредством лигандов, например, [(NH3)5Cr-(OH)-Cr(NH3)4(OH)] – два иона Cr3+связаны посредством ОН- группы (выделена цветом). Такая связующая группа называется мостиковой. В качестве мостиковых групп могут выступать все полидентантные лиганды (за исключением лигандов, образующих комплексоны), а также монодентантные лиганды, обладающие неподеленными электронными парами: ионы F-, Cl-, O2-, S2-, N3-, NH2- и др.

4. По типу лигандов – это одна из наиболее известных классификаций комплексных соединений.

Комплексные соединения, содержащие нейтральные молекулы в качестве лигандов.

Аммиакаты- эти частицы являются комплексными катионами, где в качестве лигандов выступают аммиачные молекулы. Комплексообразователями являются d-элементы. Например: [Cu(NH3)4]SO4, [Ag(NH3)2]Cl, [Pt(NH3)6)]Cl4, [Zn(NH3)4]SO4, [Ag(NH3)2]Cl.

Аквакомплексы- это сложные катионы, где в качестве лигандов выступают молекулы воды. Примерыаквакомплексов: [Al(H2O)6]Cl3, [Cr(H2O)6](NO3)3, [Cu(H2O)4]SO4, [Ni(H2O)6]SO4, [Fe(H2O)6]SO4.

Карбонилы – это координационные соединения, где в качестве лигандов выступают молекулы монооксида углерода CO, например: [Fe(CO)5], [Ni(CO)4], [Re2(CO)10].

Комплексные соединения, содержащие ионные лиганды.

Гидрокомплексы - это комплексные анионы, в которых лигандами являются гидроксид-ионы OH-. Комплексообразователями являются металлы, склонные к проявлению амфотерных свойств – Be, Zn, Al, Cr.

Например: Na[Al(OH)4], Ba[Zn(OH)4].

Ацидокомплексы – это комплексные соединения, в которых роль лигандов выполняют отрицательно заряженные ионы (анионы) неорганических и органических кислот.

В качестве лигандов в ацидокомплексах могут быть F-, Cl-, Br-, I-, CN-, NO2-, SO42-, PO43- и др. Например: K3[Al(C2O4)3], Na2[Zn(CN)4], K4[Fe(CN)6].

К этой группе комплексов также относят двойные соли, например CaCO3∙Na2CO3, CuCl2∙KCl, 2NaCl∙CoCl2 [3,4,6].

Циклические комплексные соединения

Среди циклических комплексных соединений, имеющих особое значение, выделяются хелаты и клешнеобразные соединения. Их характерной особенностью является образование циклической структуры, в которой центральный атом координируется с полидентантным лигандом( рис.2).

Рис.2. Реакция образования нейтрального комплекса глицината меди (II) [4]

1.4. Реакции разрушения комплексных соединений

Разрушение комплексных соединений происходит в результате [7]:

  • получение малорастворимого соединения при участии комплексообразователя:

  • усиление связей в комплексном соединении за счет взаимодействия с комплексообразователем или лигандом:

  • синтез электролита с низкой степенью диссоциации:

  • процесс взаимодействия сильной кислоты с гидроксокомплексами, результатом которого является образование соли и воды:

  • нагревания некоторых комплексных соединений:

  • окислительно-восстановительных реакций:

Глава 2. Практическая часть

Перед началом работы повторить технику безопасности при работе в химической лаборатории.

2.1. Получение комплексных соединений

2.1.1. Получение анионных комплексов

Опыт 1 Получение тетрагидроксоцинката натрия (рис. 3).

При добавлении щелочи к раствору соли цинка, образовался белый студенистый осадок гидроксида цинка (пробирка 1).

Z nCl2+2NaOH = Zn(OH)2 +2NaCl К полученному осадку гидроксида цинка добавили избыток раствора щелочи (NaOH). В результате студенистый осадок растворился, образовав прозрачный раствор комплексной соли - тетрагидроксоцинката натрия (пробирка 2).

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

Полноеуравнение: ZnCl2 +4NaOHизб = Na2[Zn(OH)4]+2NaCl

Рис 3. Получение тетрагидроксоцинката натрия

Опыт 2. Получение тетрагидроксоалюмината натрия (рис.4).

К раствору хлорида алюминия (AlCl3) по каплям добавили раствор щёлочи (NaOH) до образования белого студенистого осадка гидроксида алюминия (Al(OH)3) (пробирка 1)

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

К полученному осадку добавили избыток раствора гидроксида натрия. В результате осадок растворился и образовался прозрачный раствор комплексной соли (пробирка 2).

Al(OH)3+ NaOHизб= Na[Al(OH)4]

Рис. 4. Получение тетрагидроксоалюмината натрия

Суммарное уравнение:AlCl3+4NaOHизб=Na[Al(OH)4]+3NaCl

Опыт 3. Получение трийодида калия (рис. 5).

В качестве комплексообразователя может выступать неметалл.

Пробирка 1: раствор сульфата меди (II) (CuSO4)

К раствору сульфата меди (II) добавили по каплям раствор иодида калия (KI) до образования суспензии бурого цвета смеси белого осадка иодида меди (I) CuI и маскирующего его цвет бурого раствора трийодида (I) калия - K[I(I)2] (пробирка2).

2CuSO4+ 4KI= 2CuI + I2+ 2K2SO4 I2+KI= K[I(I2)]

2CuSO4+5KI= 2CuI + K[I(I)2]+ 2K2SO4

Рис. 5. Получение трийодида (I) калия

О пыт 4. Получение комплексных соединений кобальта (II) (рис.6).

Пробирка1: раствор тиоцианата (роданида) калия бледно-розового цвета.

К раствору тиоцианата калия добавляем раствор хлорида кобальта (II). Получаем раствор более насыщенного розового цвета – тетратиоционокобальтата (II) калия (пробирка 2).

CoCl2 + 4KCNS = K2[Co(CNS)4] + 2KCl [5].

Рис.6. Получение тетратиоционокобальтата (II) калия

2.1.2. Получение катионных комплексов

Опыт 5.Получение сульфата тетраамминмеди(II) (рис.7). В качестве лигандов – нейтральные молекулы аммиака.

В пробирку 1 налили раствор сульфата меди (II) голубого цвета.

К раствору сульфата меди (II) постепенно добавили водный раствор аммиака (NH3*H2O).

Рис. 7. Получение гидроксида тетраамминмеди(II)

Образовался ярко-синий раствор сульфата тетраамминмеди(II) - ([Cu(NH3)4](OH)2) (пробирка 2).

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

Опыт 6. Получение гидроксида тетраамминцинка (рис.8).

К раствору хлорида цинка прилили небольшое количество щёлочи NaOH до выпадения осадка гидроксида цинка (Zn(OH)2) (пробирка 1). К полученному белому студенистому осадку приливаем концентрированный раствор аммиака (NH3*H2O). Осадок растворился. Получился бесцветный раствор комплексной соли - гидроксида тетраамминцинка [Zn(NH3)4](OH)2 (пробирка 2).

Zn(OH)2 +4NH3*H2O = [Zn(NH3)4](OH)2+4H2O [4].

Рис. 8. Получение гидроксида тетраамминцинка

2.1.3. Получение соединений, содержащих комплексы катионов и

анионов

Опыт 7. Получение гексацианоферрата (II) гексаамминникеля (II)(рис.9).

Пробирка 1. Раствор хлорида никеля(II) (NiCl2) зеленого цвета. К раствору хлорида никеля (II) (NiCl2) добавили желтую кровяную соль – гексацианоферрата((II) калия. Образуется светло-зелёный осадок гексацианоферрат (II) никеля (Ni2[Fe(CN)6]) (пробирка 2).

Рис. 9. Получение гексацианоферрата(II) никеля

2NiCl2 + K4[Fe(CN)6]= Ni2[Fe(CN)6] + 4KCl

К полученному осадку гексацианоферрата (II) никеля (Ni2[Fe(CN)6]) добавили раствор аммиака (NH3) до образования раствора синего цвета (рис.10).

Происходит следующая реакция:

Ni₂[Fe(CN)₆] + 12NH₃ = [Ni(NH₃)₆]₂[Fe(CN)₆]

В комплексной солее два комплексообразователя, лигандами выступают нейтральные молекулы аммиака и и кислотные остатки циановодородной кислоты[2].

Рис.10. Получение гексацианоферрата(II) гексаамминникеля(II)

2.2. Химические свойства комплексных соединений

Опыт 8. Реакция обмена с образованием гексацианоферрата (II) меди(II) (рис.11).

Пробирка 1. Раствор сульфата меди (II) (CuSO4) голубого цвета.

К раствору сульфата меди (II) добавили жёлтую кровяную соль - гексацианоферрат (II) калия (K4[Fe(CN)6]). Образовался гексацианоферрат (II) меди(II) (Cu2[Fe(CN)6]) в виде красно-коричневого осадка и сульфат калия (K2SO4) (пробирка 2).

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

Рис.11. Получение гексацианоферрата (II) меди(II)

Опыт 9. Получение гексаноцианоферрата (III) железа (II) (рис.12).

Пробирка 1. Раствор сульфата железа(II) (FeSO4).

К раствору сульфата железа (II) добавили раствор красной кровяной соли - гексацианоферрата (III) калия (K3[Fe(CN)6]). Образуется соединение окрашенное в интенсивный синий цвет - гексаноцианоферрат(III) железа (II)- турнбуллева синь.

FeSO₄ + K₃[Fe(CN)₆] = KFe[Fe(CN)₆] + K₂SO4

Рис.12. Получение гексаноцианоферрата (III) железа (II)

В процессе реакции происходит переход электронов от ионов Fe²⁺ к гексацианоферрат(III)-иону. 

В аналитической химии эта реакции используется для качественного определения ионов двухвалентного железа.

Опыт 10. Получение гексацианоферрата (II) железа(III) (рис.13).

П робирка 1. Раствор хлорида железа(III)- коричневого цвета. К раствору хлорида железа(III)- добавили желтую кровяную соль - гексацианоферрат (II) калия (K4[Fe(CN)6]). Получился осадок гексацианоферрат (II) железа (III) синего цвета- берлинская лазурь (пробирка 2).

FeCl3 + K₄[Fe(CN)₆] → KFe[Fe(CN)₆]↓ + 3KCl

  • Ионы Fe3+ из хлорида железа (III) взаимодействуют с гексацианоферрат-ионом [Fe(CN)6]4−

Рис. 13. Получение гексацианоферрата (II) железа(III)

В аналитической химии эта реакции используется для качественного определения ионов трёхвалентного железа [2,6].

2.3. Реакции комплексообразования органических веществ

Опыт 11. Реакция образования комплекса между 8-оксихинолом (оксихинолином) и хлоридом магния (рис.14).

Р еакция образования комплекса между 8-оксихинолом (оксихинолином) и хлоридом магния представляет собой процесс комплексообразования, в результате которого образуется растворимый комплекс. Химическая реакция протекает по схеме:

MgCl2+2C9H6NOH→[Mg(C9H6NO)2]+2HCl

C9H6NOH— оксихинолин; [Mg(C9H6NO)2]— комплекс магния с оксихиноли

Рис. 14. Получение комплекса магния с оксихинолином

Суть реакции заключается в следующем: оксихинолин отдает электроны иону магния. Между атомами кислорода оксихинолина и ионом магния образуется координационная связь. 8-оксихинолин образует комплекс с магнием в виде жёлто-зелёного осадка - оксихинолината магния.

Эта реакция очень полезна в аналитической химии: она позволяет точно измерить количество магния и определить его наличие.

Опыт. 12 Реакция с диметилглиоксимом (реактивом Чугаева) (рис.15,16))

Диметилглиоксим (реактив Чугаева) C4H8N2O2

Катионы Ni2+ при реакции с диметилглиоксимом при рН 6-9 образуют малорастворимое в воде внутрикомплексное соединение розово-красного цвета - бис-диметилглиоксиматоникель (II) (старое название - «никельдиметилглиоксим»):

2C4H8N2O2 + NiSO4 + 2NH4OH → Ni(C4H7N2O2)2↓ + (NH4)2SO4 + 2H2O

(здесь точками обозначены водородные связи OH). Обычно реакцию проводят в среде аммиака. Осадок растворяется в сильных кислотах и щелочах, нерастворим в растворах аммиака.

Рис. 15. Подготовка реактивов Рис. 16. Образование диметилглиоксимат

Полученные комплексы органических веществ, профильтровали, высушили. Их можно использовать для создания коллекции.

Трудности, которые возникли выполнении работы: недостаток химических реактивов, особенно для получения органических комплексов.

Заключение

В ходе выполнения работы была достигнута основная цель: получение и исследование свойств комплексных соединений на более углублённом уровне. Для достижения поставленной цели были решены следующие задачи:

  • изучен и проанализирован теоретический материал по строению, правилам номенклатуры, способам получения, химических свойствам комплексных соединений;

  • проведен эксперимент по получению и изучению свойств комплексных соединений;

  • некоторые комплексные соли были выделены для составления коллекции комплексных соединений;

  • составлено методического пособия «Комплексные соединения» для учителей и учащихся с углубленном изучением химии. В нём изложены основные теоретические вопросы по строению, номенклатуре комплексных соединений, подобраны задания для самоконтроля, подготовке к ЕГЭ. Даны ответы к заданиям.

Полученные в ходе работы результаты могут быть использованы для дальнейшего изучения комплексных соединений. В перспективе исследования могут быть направлены на изучение влияния различных факторов на свойства комплексных соединений, их устойчивость, получение органических комплексов и изучение их свойств.

Работа с комплексными соединениями — это увлекательное путешествие в мир химии, в мир удивительных веществ, которые могут найти применение в самых разных областях науки и техник.

Выбор моей будущей профессии будет связан с любимым предметом – химией. Возможно, я продолжу изучение комплексных соединений, но уже на более высоком уровне.

Литературные источники

1. Аликберова Л.Ю., Рукк Н.С. Комплексные соединения.-Москва: Изд-во МИТХТ, 2012.-70с.

2. Бычек И.В., Позняк А. А. Лабораторный практикум по комплексным соединениям.-Минск, 2021.-13

3. Киселев Ю. М. Химия координационных соединений. — М.: Интеграл-Пресс, 2008. -728с.

4. Наумов В.И., Мацулевич Ж.В., Ковалева О.Н. Комплексные соединения.- Нижний Новгород: НГТУ им. Р. В. Алексеева, 2019. -172 с.

5. Рыбальченко И.В., Баян Е.М., Медведева Е.С. Комплексные соединения: синтез, свойства, применение.-Ростов-на-Дону, Таганрог: Южный федеральный университет, 2021.-116с.

6. Комплексные соединения: классификация, номенклатура, изомерия//CHEMEGE.RU: образовательный портал для подготовки к ЕГЭ. –URL:

[Электронный ресурс] https://chemege.ru/complex/ (дата обращения 10.12.2025).

7. Комплексные соединения//РУВИКИ.-URL:

[Электронный ресурс]. https://ru.ruwiki.ru/wiki/Комплексные_соединения (дата обращения 26.12.2025)

 

Приложение 1

Задания для самоконтроля

I.Дать ответы на вопросы.

а) Какие химические соединения называются комплексными?

б) Какие частицы (молекулы, ионы) могут входить во внутреннюю координационную сферу комплексного соединения?

в) Дайте определение координационного числа комплексообразователя. От чего оно зависит?

II. Задания на составление названий веществ.

Назовите следующие вещества согласно всемирной номенклатуре

  1. Na2[Sn(OH)6]-

  2. К4[Mn(CN)6]-

  3. Ca2[Fe(CN)6]-

  4. Na3[AlF6]-

  5. [Mn(H2O)6]SO4-

  6. [Co(NH3)6]Cl3-

  7. [Ag(NH3)2]NO3-

  8. [Cr(H2O)6]Cl3

  9. [Ni(CO)4]-

10)H2[PtCl6]-

III. Задания на вывод координационной формулы комплексных соединений.

  1. Напишите формулу комплексной соли: тетрацианоникелат(II) калия.

  2. Напишите формулу комплексной кислоты: тетрахлороплатиновая(II) кислота.

  3. Напишите формулу комплексной соли: хлорид диамминсеребра(I).

  4. Напишите формулу нейтрального комплекса: тетракарбонилникель(0).

  5. Напишите формулу комплексной соли: хлорид тетраамминмеди(II).

  6. Напишите формулу комплексной соли: сульфат гексаакваникеля(II).

  7. Напишите формулу комплексного основания: гидроксид тетраамминцинка(II).

  8. Напишите формулу комплексной соли: тетрагидроксоалюминат натрия.

IV. Задания на составление первичной диссоциации комплексных соединений.

  1. [Cu(H₂O)₄]SO₄-

  2. [Ni(NH₃)₆]Cl₂-

  3. K3​[Fe(CN)6​]-

  4. Na2​[Zn(OH)4​]-

  5. H₂[PtCl₆]-

  6. H[AuCl₄]-

V. Задачи на составление химических уравнений.

  1. CuSO₄ + 4NH₃ →

  2. AgCl(тв.) + 2NH₃ →

  3. Zn(OH)₂ + 2NaOH →

  4. PdCl₂ + 2KCl →

  5. FeCl₃ + 6H₂O →

  6. FeSO₄ + 6KCN →

  7. K2[HgCl4] + KI →

  8. [Fe(CN)6] + FeCl3 →

  9. Cr2(SO)4 + NaOH(изб) →

10) [Ni(NH3)6]Cl2 + H2SO4 →

VI. Приведите несколько примеров комплексов:

а) катионных;

б) анионных;

в) нейтральных;

VII. Определить вид изомерии комплексных соединений. Дать пояснения, чем определяется вид изомерии в этих соединениях.

а) [Pd(NH3)4][PtCl4] и [Pt(NH3)4][PdCl4].

VIII.

а) Напишите уравнение первичной диссоциации в водном растворе комплексной соли Ca2[Fe(CN)6]. В ответе укажите количество образующихся положительно заряженных ионов.

б) Напишите уравнение диссоциации комплексного иона [Zn(NH3)3CN]+. В ответе укажите общее количество ионов и молекул, образующихся при диссоциации.

IX.

а) Вычислить концентрацию ионов Ag+ в 0,1 M растворе [Ag(NH3)2]NO3, содержащем в избытке 1 моль/л NH3.

б) Вычислить концентрацию ионов кадмия в 0,1 М раствореK2[Cd(CN)4], содержащем, кроме того, 6,5 г/л KCN.

X. Решите цепочку химических превращений.

CuSO4​→[Cu(NH3​)4​]SO4​→Cu(OH)2​→CuCl2​→[CuCl4​]2−

Ответы на задания

I.а) Комплексные соединения (координационные соединения) — это химические соединения, в которых центральный атом или ион (обычно металла) координирует вокруг себя несколько молекул или ионов, называемых лигандами.

б) Во внутреннюю координационную сферу в комплексных соединениях входят комплексообразователь (центральный атом) и лиганды — частицы, которые координируются вокруг комплексообразователя. Частица, состоящая из комплексообразователя и окружающих лигандов, называется комплексным ионом. 

Комплексообразователь — обычно положительно заряженный ион (чаще всего металл). Им могут выступать атомы металлов (например, Fe, Co), ионы металлов (Fe2+, Cr3+ и др.), а также атомы и ионы неметаллов (Si+4, I-). 
Лиганды — частицы, которые координируются комплексообразователем и имеют с ним непосредственно химические связи.

в) Координационное число — это число непосредственно связанных с комплексообразователем электронодонорных центров лигандов (атомов или π-связей).

Значения координационного числа в комплексах варьируют от 2 до 12 (наиболее часто — 4 и 6).

Факторы

Значение координационного числа комплексообразователя зависит от его природы, степени окисления, природы лигандов и условий, при которых протекает реакция комплексообразования. Некоторые факторы, которые влияют на координационное число: 

  • Размер и заряд комплексообразователя и лигандов. Чем больше размер комплексообразователя и чем меньше размер лигандов, тем больше координационное число, и наоборот. 

  • Соотношение размеров центрального атома и донорных атомов лигандов. Например, в комплексах [BF4]– и [AlF6]3– с одинаковыми лигандами координационное число выше для Al(III), имеющего большие размеры. 

  • Степень окисления комплексообразователя. Как правило, чем выше степень окисления, тем больше координационное число. Например:

  • для центрального атома М(I) (Cu(I), Ag(I), Au(I)) наиболее характерно координационное число2; 

  • для центрального атома М(III) или М(IV) — координационное число 6. 

  • Условия комплексообразования. Координационное число не является постоянной величиной, зависит от концентрации исходных компонентов и температуры раствора.

II.

  1. Na2[Sn(OH)6]- гексагидроксостаннат(IV) натрия

  2. К4[Mn(CN)6]- гексацианоманганат(II) калия

  3. Ca2[Fe(CN)6]- гексацианоферрат

  4. Na3[AlF6]- гексафтороалюминат(III) натрия.

  5. [Mn(H2O)6]SO4- сульфат гексааквамарганца(II).

  6. [Co(NH3)6]Cl3- Хлорид гексаамминкобальта(III).

  7. [Ag(NH3)2]NO3- Нитратдиамминсеребра(I).

  8. [Cr(H2O)6]Cl3- Хлоридгексааквахрома(III).

  9. [Ni(CO)4]- Тетракарбонилникель(0).

  10. H2[PtCl6]- Гексахлороплатиновая(IV) кислота.

III. 1)Напишите формулу комплексной соли: тетрацианоникелат(II) калия

Решение:

1. Центральный ион: Ni²⁺.

2. Лиганды: 4 аниона CN⁻ (заряд каждого -1).

3. Заряд комплексного иона: +2 + (4 × (-1)) = -2. Анион: [Ni(CN)₄]²⁻.

4. Для нейтральности соли нужно 2 катиона K⁺.

   Ответ: K2[Ni(CN)4]. Заряд комплексного иона: -2.

2)Напишите формулу комплексной кислоты: тетрахлороплатиновая(II) кислота.

Решение:

1. Центральный ион: Pt²⁺.

2. Лиганды: 4 аниона Cl⁻ (заряд -1).

3. Заряд комплексного иона: +2 + (4 × (-1)) = -2. Анион: [PtCl₄]²⁻.

4. Во внешней сфере — катионы H⁺ для компенсации

заряда -2.

   Ответ: H2[PtCl4]. Заряд комплексного иона: -2.

3) Напишите формулу комплексной соли: хлорид диамминсеребра(I).

Решение:

1. Центральный ион: Ag⁺.

2. Лиганды: 2 нейтральные молекулы NH3.

3. Заряд комплексного иона: +1 + 0 = +1. Катион: [Ag(NH₃)₂]⁺.

4. Для нейтральности соли нужен 1 анион Cl⁻.

   Ответ: [Ag(NH3)2]Cl. Заряд комплексного иона: +1.

4) Напишите формулу нейтрального комплекса: тетракарбонилникель(0).

Решение:

1. Центральный атом: Ni степень окисления 0).

2. Лиганды: 4 нейтральные молекулы CO.

3. Заряд комплекса: 0 + (4 × 0) = 0.

4. Внешней сферы нет.

   Ответ: [Ni(CO)4]. Заряд комплексного иона: 0.

5) Напишите формулу комплексной соли: хлорид тетраамминмеди(II)

Решение:

1. Центральный ион: Cu²⁺.

2. Лиганды: 4 нейтральные молекулы NH3.

3. Заряд комплексного иона: +2 + (4 × 0) = +2. Катион: [Cu(NH₃)₄]²⁺.

4. Для нейтральности соли нужно 2 аниона Cl⁻.

   Ответ: [Cu(NH3)4]Cl2. Заряд комплексного иона: +2.

6) Напишите формулу комплексной соли: сульфат гексаакваникеля(II).

Решение:

1. Центральный ион: Ni²⁺.

2. Лиганды: 6 нейтральных молекул H2O.

3. Заряд комплексного иона: +2 + 0 = +2. Катион: [Ni(H₂O)₆]²⁺.

4. Для нейтральности соли нужен 1 анион SO₄²⁻.

   Ответ: [Ni(H2O)6]SO4. Заряд комплексного иона: +2.

7) Напишите формулу комплексного основания: гидроксид тетраамминцинка(II).

Решение:

1. Центральный ион: Zn²⁺.

2. Лиганды: 4 нейтральные молекулы NH₃.

3. Заряд комплексного иона: +2 + 0 = +2. Катион: [Zn(NH₃)₄]²⁺.

4. Во внешней сфере — анионы OH⁻ для компенсации заряда +2.

   Ответ: [Zn(NH₃)₄](OH)2. Заряд комплексного иона: +2.

8)Напишите формулу комплексной соли: тетрагидроксоалюминат натрия.

Решение:

1. Центральный ион: Al³⁺.

2. Лиганды: 4 аниона OH⁻ (заряд -1).

3. Заряд комплексного иона: +3 + (4 × (-1)) = -1. Анион: [Al(OH)₄]⁻.

4. Для нейтральности соли нужен 1 катион Na⁺.

   Ответ: Na[Al(OH)₄]. Заряд комплексного иона: -1.

IV. Ответы:

  1. [Cu(H₂O)₄]SO₄ → [Cu(H2O)₄]²⁺ + SO₄²⁻

  2. [Co(NH₃)₆]Cl₂ → [Co(NH₃)₆]³⁺ + 2Cl⁻

  3. K₃[Fe(CN)₆] → 3K⁺ + [Fe(CN)₆]³⁻

  4. Na₂[Zn(OH)₄] → 2Na⁺ + [Zn(OH)₄]²⁻

  5. H₂[PtCl₆] → 2H⁺ + [PtCl₆]²⁻

  6. H[AuCl₄] → H⁺ + [AuCl₄]⁻

V.

  1. CuSO₄ + 4NH₃ → [Cu(NH₃)₄]SO₄

  2. AgCl(тв.) + 2NH₃ → [Ag(NH₃)₂]Cl

  3. Zn(OH)₂ + 2NaOH → Na₂[Zn(OH)₄]

  4. PdCl₂ + 2KCl → K₂[PdCl₄]

  5. FeCl₃ + 6H₂O → [Fe(H₂O)₆]Cl₃

  6. FeSO₄ + 6KCN → K₄[Fe(CN)₆] + K₂SO₄

  7. K2​[HgCl4​]+4KI→K2​[HgI4​]+4KCl

  8. [Fe(CN)6​]4−+FeCl3​→Fe3​[Fe(CN)6​]2​↓

  9. Cr2​(SO4​)3​+12NaOH (изб.)→2Na3​[Cr(OH)6​]+3Na2SO4​

  10. [Ni(NH3​)6​]Cl2​+H2​SO4​→[Ni(NH3​)6​]SO4​+2HCl

VI. Примеры комплексов

а) Катионные:

  • [Cu(NH3​)4​]2+ (тетраамминмеди(II));

  • [Co(NH3​)6​]3+ (гексаамминкобальта(III)).

б) Анионные:

  • [Fe(CN)6​]4− (гексацианоферрат(II));

  • [Ag(S2​O3​)2​]3− (дитиосульфатоаргентат(I)).

в) Нейтральные:

  • [PtCl2​(NH3​)2​] (дихлородиамминплатина(II));

  • [Fe(CO)5​] (пентакарбонилжелезо).

VII. Вид изомерии: координационная изомерия.

Объяснение:

Изомеры отличаются распределением комплексообразователей (Pd2+ и Pt2+) между катионной и анионной частями соединения. В первом случае Pd2+ входит в катион, а Pt2+ —в анион; во втором —наоборот.  Это возможно, так как оба металла имеют одинаковую степень окисления и координационное число.

VIII. Диссоциация комплексных соединений

а)Первичная диссоциация комплексного соединения происходит с образованием ионов внешней сферы и комплексных ионов:

Ca2[Fe(CN)6]   2Ca2+ + [Fe(CN)6]4–

При этом образуются два положительно заряженных иона (Ca2+).

Ответ:  2.

б)Диссоциация комплексного иона (вторичная диссоциация) происходит с образованием иона комплексообразователя (иона Zn2+), а также лигандов (молекул NH3 и ионов CN–):

[Zn(NH3)3CN]+   Zn2+ + 3NH3 + CN– .

Общее количество образовавшихся частиц (молекул и ионов) равно 5.

Ответ:  5.

IX.

а) Концентрация ионов Ag+ в растворе [Ag(NH3​)2​]NO3​

Дано:

  • Cкомплекса​=0,1 М — начальная концентрация комплексного соединени;

  • [NH3​]=1 М — концентрация избыточного аммиака;

  • Константа нестойкости комплекса Kнест

([Ag(NH3)2]+)=6,8×10−8 (справочное значение).

Шаг 1. Запишем уравнение диссоциации комплекса
Комплексный ион диссоциирует обратимо:

[Ag(NH3​)2​]+⇌Ag++2NH3​.

Шаг 2. Выразим константу нестойкости

Kнест​=[[Ag(NH3​)2​]+][Ag+]⋅[NH3​]2​.

Шаг 3. Примем допущения

  • Концентрация комплексного иона [[Ag(NH3)2]+]≈0,1 М (диссоциация мала).

  • Концентрация NH3 определяется избытком: [NH3]≈1 М.

Шаг 4. Подставим значения в формулу

6,8×10−8=0,1[Ag+]⋅(1)2​.

Шаг 5. Найдём [Ag+]

[Ag+]=6,8×10−8⋅0,1=6,8×10−9 М.

Ответ:

[Ag+]=6,8×10−9 М​.

б) Концентрация ионов кадмия в растворе K2​[Cd(CN)4​]

Дано:

  • Cкомплекса​=0,1 М — начальная концентрация K2​[Cd(CN)4​];

  • Масса KCN: 6,5 г/л;

  • Молярная масса KCN: M(KCN)=39+12+14=65 г/моль;

  • Константа нестойкости Kнест​([Cd(CN)4]2−)=7,8×10−18 (справочное значение).

Шаг 1. Найдём молярную концентрацию KCN

C(KCN)=65 г/моль6,5 г/л​=0,1 М.

Шаг 2. Запишем диссоциацию комплекса

[Cd(CN)4​]2−⇌Cd2++4CN−.

Шаг 3. Выразим константу нестойкости

Kнест​=[[Cd(CN)4​]2−][Cd2+]⋅[CN−]4​.

Шаг 4. Примем допущения

  • Концентрация комплексного иона: [[Cd(CN)4]2−]≈0,1 М.

  • Концентрация CN− определяется избытком KCN: [CN−]≈0,1 М.

Шаг 5. Подставим значения в формулу

7,8×10−18=0,1[Cd2+]⋅(0,1)4​.

Шаг 6. Упростим и найдём [Cd2+]

7,8×10−18=0,1[Cd2+]⋅10−4​=[Cd2+]⋅10−3.

[Cd2+]=10−37,8×10−18​=7,8×10−15 М.

Ответ:

[Cd2+]=7,8×10−15 М​.

X.

  1. Получение аммиачного комплекса:

CuSO4+4NH3→[Cu(NH3)4]SO4

При добавлении аммиака к раствору сульфата меди (II) образуется тёмно-синий раствор аммиачного комплекса.

  1. Разрушение комплекса:

[Cu(NH3)4]SO4+2NaOH→Cu(OH)2↓+Na2SO4+4NH3

При действии щёлочи комплекс разрушается с образованием осадка гидроксида меди (II).

  1. Растворение осадка:

Cu(OH)2+2HCl→CuCl2+2H2O

Гидроксид меди растворяется в соляной кислоте с образованием хлорида меди.

  1. Образование комплексного аниона:

CuCl2 + 4Cl- → [CuCl4]2−+ 2Cl-

При взаимодействии хлорида меди с избытком хлорид-ионов образуется тетрахлоркупрат (II)-ион.

Просмотров работы: 3