Необходимый уровень подготовки студентов. 1. Знать понятия: химическое равновесие, константа химического равновесия, принцип Ле - Шателье

1. Знать понятия: химическое равновесие, константа химического равновесия, принцип Ле - Шателье.

2. Уметь на основе принципа Ле-Шателье предсказывать направление смещения химического равновесия при оказании на систему внешнего воздействия.

Задания для самоконтроля

1. Какое состояние обратимой реакции называют химическим равновесием?

2. Напишите уравнение константы равновесия для каждого из следующих обратимых процессов:

а) 2N0₂ (г) = 2NO(r) + 0₂(г)

б) ЗН₂(г) + N₂(г) = 2NH₃(г)

в) Н₂(г) + СuО(к) = Н₂О(г) + Си(к)

Как сместится равновесие в каждом из указанных случаев при увеличении давления?

3. В каком направлении сместится равновесие при повышении температуры в следующих обратимых реакциях (тепловой эффект реакции рассчитайте по данным приложения [3]):

а) 2S0₂(г) + О₂(г) = 2S0₃(г)

б) Н₂(г) + Вr₂(г) = 2НВr(г)

в) N₂(г) + 0₂(г) = 2NO(г)

4. Рассчитайте константу равновесия реакции С₂₅Н₂₈0₇ + НС1 = С₂₅Н₂₇О₆С1 +Н₂О если для ее проведения смешали 12 мл 10^{-2 М} раствора С₂₅Н₂₈0₇ и 15 мл 10^{-2 М} раствора НС1. Полученную смесь разбавили водой до 50 мл. Равновесная концентрация С₂₅Н₂₇О₆С1 оказалась равной 2,03∙10 ^-3 моль/л. Ответ: 3,14∙10⁵.

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.

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 Fe^II. Нейтральный атом Fe (3d⁶ 4s²) при переходе в состояние Fe^II (3d⁶) теряет два внешних электрона (4s²). В результате электростатического приближения четырех или шести лигандов образуются комплексы [Fe^IIL₄] или [Fe^IIL₆] 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 Fe^II в образовании связей принимают участие только атомные орбитали четвертого, внешнего энергетического уровня):

3d 4s 4p 4d

↑↓

↓

↓

↓

↓

Fe^II

L L L L L L

Sp³ - тетраэдр [Fe^IIL₄]

Sp³d² - октаэдр [Fe^IIL₆]

Существуют и лиганды другого типа, которые вызывают спаривание валентных электронов центрального атома, поскольку обладают сильным электростатическим полем, например, CN^-. Так, центральный атом Fe^II при приближении лигандов с сильным полем образует комплексы в такой электронной конфигурации:

3d 4s 4p 4d

↑↓

↓↑

↑↓

Fe^II

L L L L L L

d² Sp³ - октаэдр [Fe^IIL₆]

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⁺ + SO₄^2- (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⁺+ S^2- = 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.