Материал: Неорганическая и аналитическая химия. Часть 1. Неорганическая химия лабораторный практикум

Опыт 2. Влияние нарушения целостности защитного покрытия на

скорость коррозии металла в кислой среде

Выберите два одинаковых кусочка цинка. Один из них опустите на 4-5 минут в пробирку с раствором сульфата меди. Слейте раствор из пробирки и извлеките из нее омедненный цинк.

Вдве пробирки налейте по 3 - 4 мл раствора соляной кислоты и опустите в одну из них кусочек обычного, в другую - кусочек омедненного цинка.

Вкакой из пробирок происходит более энергичное выделение водорода и почему?

Напишите уравнения коррозионных процессов. Сделайте вывод к лабораторной работе.

21

Лабораторная работа №9 Комплексные соединения

Цель работы: ознакомление со свойствами комплексных соединений, способами их получения и устойчивостью в растворах. Научиться составлять уравнения реакций с участием комплексных соединений.

Оборудование и реактивы: штатив с пробирками, растворы хлорида железа (III), роданида калия, гексацианоферрита(III) калия, раствора железоаммонийных квасцов, раствора сульфата меди(II), 25%-й раствор аммиака, раствора сульфата цинка, раствор гидроксида натрия

Теоретическое введение

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 [AgNH3]+ [NH3]

Кд(I) =

[Ag(NH3)2]+

II ступень: [AgNH3]+ = Ag+ + NH3

[Ag+] [NH3]

Кд(II) =

[AgNH3]+

В целом устойчивость комплексного иона в растворе характеризуется величиной константы нестойкости Кн , которая равна произведению констант диссоциации отдельных ступеней.

22

Кн = Кд(I) Кд(II)

Общая константа нестойкости Кн является константой равновесия полной диссоциации комплекса:

[Ag(NH3)2]+ = Ag+ + 2NH3

Кн =

[Ag+] [NH3]2

[Ag(NH3)2]+

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.

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.

ПР(AgCl) = 5·10-8 Кн[Ag(CN)2]- = 1·10-21

23

Опыт1. Различие между двойной и комплексной солью.

Налейте в пробирку 10-12 капель раствора FeCl3 и добавьте по каплям раствор роданида калия KCNS. Наблюдайте появление кроваво-красного окрашивания вследствие образования роданида железа Fe(CNS)3. Данная реакция позволяет обнаружить в растворе ионы железа Fe3+.

В одну пробирку налейте 10-12 капель гексацианоферрата(III) калия K3[Fe(CN)6], а в другую – 10-12 капель раствора железо-аммонийных квасцов (NH4)2SO4·Fe2(SO4)3. В обе пробирки по каплям добавьте раствор KCNS. Наблюдайте цвет растворов в пробирках. На основании этого сделать заключение, какая из взятых солей является двойной, а какая – комплексной.

Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионно-молекулярной формах с названием комплексных соединений.

Опыт2. Образование и разрушение комплексных ионов a) Получение аммиачного комплекса меди.

Налейте в пробирку 10-12 капель раствора сульфата меди (II) и добавьте по каплям 25%-й раствор аммиака. Наблюдайте первоначальное образование осадка гидроксосульфата меди и последующее его растворение в избытке аммиака с образованием окрашенного раствора комплексной соли.

б) Получение гидроксокомплекса цинка.

Налейте в пробирку 2-3 мл раствора сульфата цинка и добавьте по каплям раствор гидроксида натрия до появления осадка. К раствору с осадком добавьте избыток щёлочи до полного растворения осадка в результате образования раствора комплексной соли.

Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионно-молекулярной формах с названием комплексных соединений. Определите комплексообразователь, его степень окисления, координационное число, лиганды. Объяснение направления реакций образования и разрушения комплексов, исходя из величин констант нестойкости ( Кн ) и произведения растворимости ( ПР ).

Сделайте вывод к лабораторной работе.

24

ЛИТЕРАТУРА

1.Краткий курс теоретической неорганической химии : учебное пособие / Е. Г. Гончаров, В. Ю. Кондрашин, А. М. Ховив, Ю. П. Афиногенов. — Санкт-

Петербург : Лань, 2017. — 464 с. — ISBN 978-5-8114-2456-6.

2.Лидин Р.А., Справочник по общей и неорганической химии / Лидин Р. А. - 2-е изд., испр. и доп. - М. : КолосС, 2013. – 350с. - ISBN 978-5-9532-0465-1

3.Лабораторный практикум по общей и неорганической химии [Электронный ресурс]: учебное пособие/ О.Г. Болдырева [и др.].— Электрон. текстовые данные.— Москва: ЭкООнис, 2015.— 123 c.

25