- •Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего
- •Рецензент:
- •Общие методические указания
- •Лабораторная работа №1 Тема: Правила безопасности при работе в лаборатории общей химии. Элементы техники лабораторных работ. Весы и взвешивание
- •1.1 Техника безопасности при работе в лаборатории общей химии
- •1.2 Помощь при несчастных случаях
- •1.3 Правила обращения с реактивами
- •1.4 Химическая посуда и оборудование. Элементы техники лабораторных работ
- •1.4.1 Весы и взвешивание
- •1.4.2 Правила обращения с весами
- •1.4.3 Взвешивание цинка на аналитических весах
- •1.5 Необходимый уровень подготовки студентов
- •1.6 Вопросы для самоконтроля
- •Лабораторная работа №2 Тема: Определение молярной массы эквивалента цинка
- •2.1 Теоретические пояснения
- •2.2 Методика проведения опыта
- •2.3 Обработка результатов опыта
- •2.4 Примеры решения задач
- •2.5 Необходимый уровень подготовки студентов
- •2.6 Задания для самоконтроля
- •Тема: Основные классы неорганических соединений: оксиды, основания и амфотерные гидроксиды
- •3.1 Теоретические пояснения
- •3.2 Методика проведения опытов
- •3.2.1 Оксиды их получение и свойства
- •3.2.2 Гидроксиды, их получение и свойства
- •Лабораторная работа №4 Тема: Основные классы неорганических соединений: кислоты и соли
- •4.1 Теоретические пояснения
- •4.2 Методика проведения опытов
- •4.2.1 Кислоты, их получение и свойства
- •4.2.2 Соли, их получение и свойства
- •Опыт 5: Получение солей взаимодействием двух солей
- •4.3 Необходимый уровень подготовки студентов
- •4. Уметь писать уравнения реакций, отражающие химические свойства оксидов, гидроксидов, солей. Знать условия протекания до конца реакций ионного обмена
- •4.4 Задания для самоконтроля
- •Лабораторная работа №5 Тема: Кинетика химических реакций
- •5.1 Теоретические пояснения
- •5.2 Методика проведения опытов
- •5.3 Примеры решения задач
- •5.4 Необходимый уровень подготовки студентов
- •5.5 Задания для самоконтроля
- •Лабораторная работа №6 Тема: Химическое равновесие
- •6.1 Теоретические пояснения
- •6.2 Методика проведения опыта
- •6.3 Примеры решения задач
- •6.4 Необходимый уровень подготовки студентов
- •6.5 Задания для самоконтроля
- •Лабораторная работа №7 Тема: Синтез и исследование свойств координационных соединений
- •7.1 Теоретические пояснения
- •7.2 Методика проведения опытов
- •7.3 Необходимый уровень подготовки студентов
- •7.4 Задания для самоконтроля
- •Лабораторная работа №8 Тема: Приготовление растворов заданной концентрации
- •8.1 Теоретические пояснения
- •8.2 Методика проведения опыта
- •8.3 Примеры решения задач
- •8.4 Необходимый уровень подготовки студентов
- •8.5 Задания для самоконтроля
- •Лабораторная работа № 9 Тема: Гидролиз солей
- •9.1 Теоретические пояснения
- •Смещение равновесия в процессах гидролиза солей
- •9.2 Методика проведения опытов
- •8.3 Задания для самоконтроля
- •8.4 Примеры решения задач
- •8.5 Необходимый уровень подготовки студентов
- •Лабораторная работа №10 Тема: Окислительно-восстановительные реакции
- •10.1 Теоретические пояснения
- •10.2 Методика проведения опытов
- •10.3 Необходимый уровень подготовки студентов
- •10.4 Задания для самоконтроля
- •Лабораторная работа №11 Тема: Электрохимический ряд напряжений металлов
- •11.1 Теоретические пояснения
- •11.2 Методика проведения опытов
- •11.4 Задания для самоконтроля
- •Лабораторная работа № 12 Тема:Гальванический элемент
- •12.1 Теоретические пояснения
- •12.2 Методика проведения опыта
- •12.3 Необходимый уровень подготовки студентов
- •12.4 Задания для самоконтроля
- •Лабораторная работа №13 Тема: Изучение свойств азотной, серной и ортофосфорной кислот
- •13.1 Теоретические пояснения
- •13.2 Методика проведения опытов
- •13.3 Необходимый уровень подготовки студентов
- •13.4 Задания для самоконтроля
- •Лабораторная работа №14 Тема: Электролиз солей
- •14.1 Теоретические пояснения
- •14.2 Методика проведения опыта
- •14.3 Необходимый уровень подготовки студентов
- •14.4 Задания для самоконтроля
- •Лабораторная работа № 15 Тема: Коррозия металлов. Защита металлов от коррозии
- •15.1 Теоретические пояснения
- •15.2 Методика проведения опыта
- •Опыт 7: Пассивация алюминия.
- •15.3 Необходимый уровень подготовки студентов
- •15.4 Задания для самоконтроля
- •Лабораторная работа №16 Тема: Криоскопический метод определения молекулярной массы растворенного вещества
- •16.1 Теоретические пояснения
- •16.2 Методика проведения опыта
- •4. Толстостенный стакан
- •6,7. Мешалки
- •8. Крышка
- •16.3 Примеры решения задач
- •16.4 Необходимый уровень подготовки студентов
- •16.5 Задания для самоконтроля
- •Лабораторная работа №17 Тема: Определение кажущейся степени диссоциации хлорида калия криоскопическим методом
- •17.1 Теоретические пояснения
- •17.2 Методика проведения опыта
- •4. Толстостенный стакан
- •6,7. Мешалки
- •8. Крышка
- •17.3 Примеры решения задач
- •17.4 Необходимый уровень подготовки студентов
- •17.5 Задания для самоконтроля
- •Содержание
- •Лукашов Сергей Викторович
- •Методические указания по выполнению лабораторных работ
- •241037. Г. Брянск, пр. Станке Димитрова, 3, редакционно-издательский
Лабораторная работа №7 Тема: Синтез и исследование свойств координационных соединений
Цель работы: познакомиться со способами получения и химическими свойствами комплексных соединений.
Оборудование и реактивы: растворы: сульфата меди (II), 10% аммиака, 0,01 н нитрата серебра, 10% хлорида натрия, 0,5 н хлорида кобальта (II), ацетона, 0,5 н железоаммониевых квасцов, 0,5 н гексацианоферрата (III) калия, 0,5 н роданида аммония (калия), 0,5 н гексацианоферрата (II) калия, соли Мора; азотная кислота, кристаллический хлорид калия (аммония), штатив, пробирки, дистиллированная вода.
7.1 Теоретические пояснения
Химия комплексных соединений – один из обширных разделов неорганической химии. Начало изучению комплексных соединений положил швейцарский химик Вернер (1893г.), который разработал основы координационной теории.
Комплексообразование происходит во всех случаях, когда из менее сложных систем образуются системы более сложные. Среди комплексных могут быть различные классы соединений: соли, кислоты, основания и др. комплексные соединения содержат в своем составе положительно или отрицательно заряженные комплексные ионы (комплексы).
Комплексное соединение состоит из разнозаряженных внутренней и внешней координационных сфер. Формулу внутренней координационной сферы записывают в квадратных скобках; в комплексе различают центральный атом или комплексообразователь и другие атомы или группы атомов, которые связаны с комплексообразователем – лиганды. Для характеристики пространственного расположения лигандов применяют понятие координационного числа. Координационное число центрального атома в комплексе равно числу σ-связей с лигандами или числу монодентантных лигандов.
Координационные числа (КЧ) комплексообразователя всегда отвечают определенной геометрии таких комплексов:
КЧ-2 – линейная форма, примеры [Ag(NH3)2]+, [Ag(CN)2]‑.
КЧ-6 – октаэдрическая форма, примеры [Ni(H2O)6]2+, [FeF6]3-.
КЧ-4 – две геометрические формы: чаще тетраэдрическая при sp3-гибридизации, пример [Al(OH)4]-, реже плоскоквадратная при dsp2-гибридизации, пример [Au(CN)4]-.
Различают анионные, катионные, и нейтральные комплексы. В анионных комплексах внутренняя сфера заряжена отрицательно. В, катионных, внутренняя сфера заряжена положительно, а в нейтральных внутренняя сфера не заряжена.
Теория ВС объясняет строение комплексов возникновением донорно-акцепторной связи между комплексообразователем и лигандами. В качестве примера можно рассмотреть образование комплексов с центральным атомом FeII. Нейтральный атом Fe (3d6 4s2) при переходе в состояние FeII (3d6) теряет два внешних электрона (4s2). В результате электростатического приближения четырех или шести лигандов образуются комплексы [FeIIL4] или [FeIIL6] со слабыми ковалентными связями.
Лиганды, которые не вызывают спаривания валентных электронов центрального атома, называются лигандами со слабым электростатическим полем. К ним относятся, например, F-, CI-, и (часто) H2O. Такие комплексы как [FeCI4]2- или [Fe(H2O)6]2+, называются высокоспиновыми (много неспаренных электронов) или внешнеорбитальными (от атома FeII в образовании связей принимают участие только атомные орбитали четвертого, внешнего энергетического уровня):
3d 4s 4p 4d
↑↓ |
↓ |
↓ |
↓ |
↓ |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
L L L L L L
Sp3 - тетраэдр [FeIIL4]
Sp3d2 - октаэдр [FeIIL6]
Существуют и лиганды другого типа, которые вызывают спаривание валентных электронов центрального атома, поскольку обладают сильным электростатическим полем, например, CN-. Так, центральный атом FeII при приближении лигандов с сильным полем образует комплексы в такой электронной конфигурации:
3d 4s 4p 4d
↑↓ |
↓↑ |
↑↓ |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
L L L L L L
d2 Sp3 - октаэдр [FeIIL6]
Такие комплексы с отсутствием неспаренных электронов называются низкоспиновыми, или внутриорбитальными (в образовании связей принимают участие орбитали внутреннего энергетического уровня, в данном примере – 3d - АО железа).
Диссоциация молекулы комплексного соединения протекает в несколько стадий. В начале комплексное соединение диссоциирует на ионы внешней и внутренней координационных сфер. Затем диссоциации подвергается комплексный ион на составляющие его частицы (ионы, молекулы). Например, диссоциацию сульфата тетрааммина меди (II) можно представить следующим образом:
[Cu(NH3)4]SO4 = [Cu(NH3)4]2+ + SO42- (1)
[Cu(NH3)4]2+ = Cu2+ + 4NH3 (2)
Равновесие (2) характеризуется константой, которая называется константой нестойкости комплексного иона. Для приведенного соединения
Чем меньше константа нестойкости, тем более устойчив данный комплексный ион.
Существуют комплексные соединения с малоустойчивой внутренней сферой, которые распадаются в водном растворе почти полностью на простые ионы и молекулы. Такие комплексные соединения называют двойными солями. Например,
K2[CuCI4] = 2K+ + Cu2+ + 4CI-
Усилить диссоциацию комплексных ионов можно сильным разбавлением раствора, нагреванием, добавлением реагентов, дающих даже с тем небольшим количеством простых ионов, которые образуются при диссоциации комплекса малорастворимые соединения. Например, комплексный ион [Ni(NH3)6]2+ можно разрушить (т.е. добиться его полной диссоциации) добавление раствора сульфида:
[Ni(NH3)6]2++ S2- = NiS↓ + 6NH3
При названии комплексных соединений следует придерживаться определенных правил:
1. В названии комплексных соединений первым указывают анион, вторым – катион.
2. В названии комплексных ионов или молекул первыми указывают лиганды, перечисляя их в алфавитном порядке независимо от их заряда. Анионным лигандам присваивают окончание -о , нейтральные лиганды называют так же как соответствующие молекулы, за исключением H2O-аква, NH3-аммин. Число лигандов каждого сорта (если оно больше единицы) указывают численными приставками – ди-, три-, тетра-, пента-, гекса- и т.д.
3. В названиях комплексных анионов комплексообразователю присваивают суффикс -ат.
4. Степень окисления металла указывают в скобках римскими цифрами.