Учебное пособие «Лабораторные работы по химии»



страница8/11
Дата04.11.2012
Размер0.94 Mb.
ТипУчебное пособие
1   2   3   4   5   6   7   8   9   10   11

ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЖЕСТКОСТИ И УМЯГЧЕНИЕ ВОДЫ



Цель работы: проведение анализа воды на жесткость и ее умягчение методом катионирования.
1. ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ВВЕДЕНИЕ

Жесткость воды – это совокупность свойств, обусловленных содержанием в воде ионов и . Суммарная концентрация ионов (кальциевая жесткость воды) и (магниевая жесткость воды) называется общей жесткостью. Общая жесткость включает карбонатную жесткость, обусловленную содержанием в воде гидрокарбонатов кальция и магния, и некарбонатную, обусловленную содержанием в воде сульфатов и хлоридов кальция и магния. Карбонатную жесткость можно снизить кипячением, поэтому такую жесткость называют временной. Некарбонатная жесткость не уменьшается при кипячении, поэтому ее называют постоянной.

Величину жесткости природных вод выражают в миллиэквивалентах на 1 л воды (мэкв/л). Один миллиэквивалент жесткости отвечает содержанию 20,40 мг/л или 12,16 мг/л .

ПРИМЕР 1. Вычислить жесткость воды, зная, что 500 л ее содержат 202,5 г гидрокарбоната кальция.

Решение. В 1 л воды содержится 202,5 : 500 = 0,405 г , что составляет 0,405 : 81 = 0,005 эквивалентных масс или 5 мэкв/л (81 г/моль – экивалентная масса ). Следовательно, жесткость воды 5 мэкв/л.

ПРИМЕР 2. Сколько граммов сульфата кальция содержится в 1 м3 воды, если жесткость воды, обусловленная присутствием этой соли, равна 4 мэкв/л?

Решение. Мольная масса равна 136,14 г/моль; эквивалентная масса равна 136,14 : 2 = 68,07 г/моль. В 1 м3 воды жесткостью 4 мэкв/л содержится 4•1000 = 4000 мэкв, или 4000•68,07 = 272280 мг = 272,280 г .

Жесткость природных вод колеблется в очень широких пределах – от 0,1 - 0,2 мэкв/л в водах рек и озер, расположенных в зонах тайги и тундры, до 80 - 100 мэкв/л в некоторых подземных водах и водах морей и океанов. Повышенная жесткость в водах природных источников обусловлена контактом воды с горными породами, содержащими карбонаты и сульфаты.


Применение жесткой воды недопустимо в некоторых отраслях промышленности, например в теплоэнергетике, так как в котлах и отопительных приборах образуется накипь, что ухудшает теплообмен. Поэтому жесткость является одним из показателей качества воды, который необходимо контролировать.

При необходимости использования водоисточника с высокой жесткостью воды применяют специальные методы умягчения воды. Умягчение может быть осуществлено переводом солей жесткости в труднорастворимые или комплексные соединения, перегонкой воды, методом ионного обмена.

При умягчении воды методом осаждения соли жесткости переводят в следующие труднорастворимые соединения: карбонат кальция, гидроксид магния, трехзамещенные фосфаты. В зависимости от применяемого осадителя способы обработки называют известкованием, содоизвесткованием, фосфатированием.

Процессы, протекающие при известковании (обработка известью, описываются уравнениями:

,

,

,

.

Постоянная жесткость известью не удаляется – изменяется ее состав: магниевая жесткость переходит в эквивалентное количество кальциевой.

Обработка воды содой и известью (содоизвесткование) может быть описана теми же уравнениями (кроме последнего) и в дополнение к ним следующими:

,

.

При содоизвестковании устраняется как временная, так и постоянная жесткость.

Осаждение солей жесткости фосфатом натрия называется фосфатированием воды. Оно применяется и как самостоятельный метод умягчения и как метод доумягчения воды после предварительного снижения жесткости другими способами.

Умягчение воды переводом солей жесткости в комплексные соединения основано на образовании хорошо растворимых комплексных солей. На практике для связывания в комплекс ионов жесткости используют: гексаметафосфат натрия и комплексон 111 (трилон Б).

Наиболее глубокое умягчение воды достигается методом ионного обмена. Ионный обмен основан на способности некоторых высокомолекулярных соединений (ионитов) вступать в обратимые реакции обмена ионами, причем этот обмен происходит в строго эквивалентных соотношениях. Обменными ионами могут быть как катионы (в этом случае ионит называют катионитом), так и анионы (в этом случае ионит называют анионитом).

При умягчении воды примменяют катионный обмен. Обменными ионами обычно служат ионы или ионы катионита.

Процесс умягчения может быть представлен уравнениями:

, ;

, .

где - условное обозначение катионита в -форме ;

- условное обозначение катионита в - форме.

Важнейшей характеристикой ионита является его обменная емкость. В практике водоподготовки ионит характеризуют по динамической обменной емкости, выражаемой числом эквивалентов поглощаемого иона на 1 м3 ионита в рабочем состоянии.

Регенерация катионита основана на обратимости процесса ионного обмена. -катионит после истощения регенерируется 5-8 % раствором хлорида натрия, - катионит – 1-1,5 % раствором серной кислоты. После регенерации катионит отмывают умягченной водой.

Для определения жесткости воды применяют титриметрический метод, причем для определения общей жесткости используют комплексонометрическое титрование, а карбонатную жесткость определяют методом кислотно-основного титрования.

ПРИМЕР 3. Вычислить карбонатную жесткость воды, зная, что на титрование 100 см3 этой воды, содержащей гидрокарбонат кальция, потребовалось 6,25 см3 0,08 н. раствора соляной кислоты.

Решение. Вычислим нормальность раствора гидрокарбонат кальция. Обозначив число эквивалентов растворенного вещества в 1 л раствора, т.е. нормальность, через Х, составляем пропорцию:

, н.

Таким образом в 1 л исследуемой воды содержится 0,005•1000 = 5 мэкв гидрокарбоната кальция или 5 мэкв ионов кальция. Карбонатная жесткость воды 5 мэкв.
Оборудование и реактивы:

  1. Мерный цилиндр вместимостью 100 мл – 1.

  2. Бюретка вместимостью 25 мл – 2.

  3. Колбы для титрования вместимостью 200-250 мл – 3 шт.

  4. Пипетка вместимостью 5 мл – 1 шт.

  5. Колонка, заполненная катионитом – 1 шт.

  6. 0,01 н раствор комплексона 111

  7. 0,1 н раствор соляной кислоты.

  8. Индикатор эриохром черный Т.

  9. Индикатор метиловый оранжевый.

  10. Аммиачный буферный раствор.



2. ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ.

ОПЫТ 1. ОПРЕДЕЛЕНИЕ ОБЩЕЙ ЖЕСТКОСТИ ВОДЫ КОМПЛЕКСОНОМЕТРИЧЕСКИМ МЕТОДОМ.
В основе метода лежит реакция образования внутримолекулярной растворимой соли комплексона 111 с ионами и . Ион металла замещает атомы водорода карбонильных групп , а также связывается координационной связью с атомами азота, при этом один ион металла образует соединение только с одной молекулой комплексона 111.

Комплексон 111 – это двузамещенная соль натриевая соль этилендиаминтетрауксусной кислоты



























При титровании образуется соединение:

























В качестве индикаторов, для фиксирования точки эквивалентности, используют металлоиндикаторы. Металлоиндикаторы – это органические красители, образующие окрашенные комплексные соединения с ионами металлов, менее прочные чем комплекс металла с комплексоном 111. Реакцию металла с индикатором можно представить уравнением:




синий

красный


Например, если в раствор соли кальция, при рН=7-11 ввести эриохром черный Т, то раствор окрасится в красный цвет, если этот раствор титровать раствором комплексона 111, который с дает бесцветный более прочный комплекс, чем комплекс с индикатором, то в конечной точке титрования раствор примет синий цвет.

Выполнение опыта. Отберите мерным цилиндром 100 мл воды и перенесите ее в колбу для титрования; добавьте к исследуемой воде 5 мл аммиачного буферного раствора и несколько кристалликов (на кончике шпателя) эриохрома черного Т.

Приготовленную пробу медленно при постоянном перемешивании оттитруйте раствором комплексона 111 до перехода розовой красной окраски в голубую. Результат титрования запишите. Повторите титрование еще раз. Если результаты двух титрований совпадут (мл), найдите средний объем раствора комплексона 111, израсходованный на титрование и рассчитайте общую жесткость воды. В противном случае оттитруйте пробу еще раз. Результаты опыта запишите в таблицу 1.

Общую жесткость воды рассчитываем по закону эквивалентов:

.
Таблица 1

Опытные данные


№ п/п

Объем исследуемой воды, , мл.

Объем раствора комплексона 111, , мл.

Молярная концентрация эквивалентов комплексона 111, , моль/л

Общая жесткость воды, , моль/л

1

100




0,01




2

100




0,01




3

100




0,01





ОПЫТ 2. ОПРЕДЕЛЕНИЕ КАРБОНАТНОЙ И НЕКАРБОНАТНОЙ ЖЕСТКОСТИ ВОДЫ.
Определение карбонатной жесткости воды сводится к измерению концентрации гидрокарбонат-иона и тем самым эквивалентной этим ионам концентрации ионов жесткости и . Для анализа используют метод кислотно-основного титрования, основанный на реакции нейтрализации.

Анион в воде гидролизуется:



поэтому вода имеет щелочную реакцию. При титровании протекает реакция нейтрализации:

.

В качестве индикаторов используют вещества, изменяющие свою окраску в зависимости от рН среды. По своей химической природе индикаторы представляют собой слабые органические кислоты или слабые органические основания , у которых молекулярная и ионная формы имеют различную окраску.

Согласно ионной теории индикаторов изменение цвета индикатора вызывается смещением равновесия диссоциации:



окраска 1

окраска 11

(молекулярная форма)

(диссоциированная форма)


В кислой среде индикатор находится в недиссоциированой форме (), так как избыток ионов водорода связывается с анионами индикатора – преобладает окраска 1.

В щелочной среде гидроксильные ионы связывают протоны в малодиссоциирующее вещество – воду. Равновесие смещается в сторону диссоциации кислоты, что приводит к возрастанию концентрации ионной формы - преобладает окраска 11.

Выполнение опыта. Отберите мерным цилиндром 100 мл воды и переносите ее в колбу для титрования. Добавьте к исследуемой воде 2 капли метилового оранжевого.

Приготовленную пробу медленно, при постоянном перемешивании, оттитруйте раствором соляной кислоты до перехода желтой окраски индикатора в оранжевую. Результат титрования запишите. Повторите титрование еще раз. Если результаты двух титрований совпадут (мл), найдите средний объем раствора соляной кислоты, израсходованный на титрование и рассчитайте карбонатную жесткость воды. В противном случае оттитруйте пробу еще раз.

Результаты опыта запишите в таблицу 2.
Таблица 2
Опытные данные

Объем исследуемой воды, , мл.

Объем раствора соляной кислоты, , мл.

Молярная концентрация эквивалентов раствора , , моль/л

Жесткость воды.

Карбонатная

, моль/л

Некарбонатная

, моль/л

100





0,1

















Рассчитываем карбонатную жесткость воды по формуле:

.

Некарбонатную жесткость воды , находят по разности:

.

ОПЫТ 3. УМЯГЧЕНИЕ ВОДЫ МЕТОДОМ КАТИОНИРОВАНИЯ.

Жесткую воду пропускают через катионообменную смолу в форме, при этом ионы и эквивалентно замещают ионы в смоле.

Выполнение опыта. Через колонку заполненную катионитом пропустите 300-400 мл жесткой воды. Скорость фильтрования регулируйте зажимом, она не должна превышать 15 капель в минуту. Умягченную воду соберите в стакан, ополоснутый первыми порциями фильтрата.

Отберите 100 мл умягченной воды и определите общую жесткость умягченной воды.

Результаты опыта сведите в таблицу 3.
Таблица 3.

Опытные данные


Объем исследуемой воды, , мл.

Объем раствора комплексона 111, , мл.

Молярная концентрация эквивалентов комплексона 111, , моль/л

Общая жесткость воды после умягчения, , моль/л

100




0,01












Лабораторная работа № 8

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Цель работы: исследование процесса гидролиза солей и установление факторов, влияющих на гидролиз.
1. ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ВВЕДЕНИЕ

При растворении некоторых солей в воде нарушается равновесие диссоциации воды. Это является результатом обменных реакций растворенного вещества с растворителем, приводящих к образованию труднорастворимых, газообразных и малодиссоциирующих соединений. Такое обменное взаимодействие растворенного вещества с водой называется гидролизом.

В зависимости от природы растворенного вещества, его гидролиз может происходить по-разному. Так если соль образована сильной кислотой и основанием равной силы, то она полностью распадается в воде на свои составные части, а ее катионы и анионы, сталкиваясь с ионами Н+ и ОН- , практически ими не связываются . Происходит это по тому, что получающиеся в результате такого столкновения сильные кислота и основание, вновь моментально распадаются на ионы. Поэтому равновесие электролитической диссоциации воды не смещается, концентрация ионов водорода и гидроксида остается постоянной, равной 10-7моль/литр.

Гидролизу подвергаются все остальные соли:

  • образованные катионом сольного основания и анионом слабой кислоты – происходит гидролиз по аниону;

  • образованные катионом слабого основания и анионом сильной кислоты – происходит гидролиз по катиону;

  • образованные катионом слабого основания и анионом слабой кислоты – происходит гидролиз и по катиону и по аниону.

Процесс гидролиза количественно характеризуется степенью гидролиза (h) и константой гидролиза (Кг). Степенью гидролиза называется отношение числа молекул, подвергшихся гидролизу (Сгидр.), к общему числу растворенных молекул (Собщ.):


Степень гидролиза зависит от следующих факторов:

  1. природы соли;

  2. ее концентрации;

  3. температуры раствора.

Разбавление раствора равноценно увеличению концентрации одного из реагирущих веществ (воды) и приводит к усилению гидролиза. Гидролиз концентрированных растворов происходит слабее. Процесс гидролиза эндотермичен, по этому с повышением температуры протекает полнее . Следовательно при гидролизе соблюдатся принцип Ле-Шателье. Константой гидролиза (Кг) называется - отношение произведения концентрации продуктов гидролиза к концентрации негидролизованной соли (опреляется обычно по таблицам). Величина Кг, в отличие от степени гидролиза, не зависит от концентрации раствора, поэтому является более удобной характеристикой процесса. Обе величины связаны между собой отношением аналогичным закону разбавления:



где С – исходная концентрация соли в растворе, (моль/литр).

Если степень гидролиза мала (h<<1), то Кг = h2С,



ПРИМЕР 1

Составьте молекулярное и ионно-молекулярное уравнение гидролиза солей: а) NaCN , б) К2СО3

Решение:

а) Цианид натрия NaСN – соль слабой одноосновной кислоты HCN и сильного основания NaOH. При растворении в воде молекулы NaCN полностью диссоциируют на катионы Na+ и анионы CN . Катионы Na+ не могут связывать ионы ОН- воды , так как NaOH – сильный электролит . Анионы же CN-связывают ионы Н+ воды , образуя молекулы слабого электролита HCN . Соль гидролизуется , как говорят , по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

CN- + H2O ⇄ HCN + OH-

или в молекулярной форме:
NaCN + H2O ⇄ HCN + NaOH
В результате гидролиза в растворе появляется некоторый избыток ионов ОН-, поэтому раствор NaCN имеет щелочную реакцию (рН>7).

б) Карбонат калия K2CO3 – соль слабой многоосновной кислоты и сильного основания. В этом случае анионы соли СО32-, связывая водородные ионы воды, образуют анионы кислой соли НСО3-, а не молекулы Н2СО3. В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени, соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

СО32- + НОН ⇄НСО3- + ОН-

или в молекулярной форме:

К2СО3 + Н2О ⇄ НСО3 + КОН

В растворе появляется избыток ионов ОН- ,поэтому раствор К2СО3 имеет щелочную реакцию рН>7.

ПРИМЕР 2


Составьте молекулярное и ионно-молекулярное уравнение реакции гидролиза соли CuCl2 .

Решение:

Хлорид меди – соль слабого многокислотного основания Cu(OH)2 и сильной кислоты HCl . В данном случае катионы Cu2+ связывают гидроксильные ионы воды, образуя катионы основной соли CuOH+. Образование молекул Сu(OH)2 не происходит, так как ионы CuOH+ диссоциируют гораздо треднее, чем молекулы Cu(OH)2.

В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени.

Соль гидролизуется по катиону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

Cu2+ + H2O ⇄ CuOH+ + H+

или в молекулярной форме:
CuCl2 + H2O ⇄CuOHCl + HCl
В растворе появляется избыток ионов водорода, поэтому раствор ZnCl2 имеет кислую реакцию (рН>7) .

ПРИМЕР 3


Составьте молекулярное и ионно-молекулярное уравнение реакции гидролиза соли Pb (CH3COO)2 .

Решение:

Ацетат свинца – соль слабого многокислотного основания Pb(OH)2 и слабой одноосновной кислоты CH3COOH. В данном случае параллельно протекают два процесса:
Pb+2 + H2O⇄PbOH+ + H+
СН3СОО- + Н2О⇄СН3СОО + ОН-

Ионно - молекулярное уравнение:
Pb2+ + СН3СОО- + Н2О ⇄ PbOH+ + СН3СООН
или в молекулярной форме:
Pb(СН3СОО)2 + Н2О ⇄ PbOHСН3СОО + СН3СООН
Реакция раствора при этом зависит от относительной силы кислоты и основания, образующих соль. Если Ккисл. = Косн., то катион и анион гидролизуются в равной степени и реакция раствора будет нейтральной (рН=7). Если Ккисл. > Косн., то катион соли гидролизуется в большей степени, чем анион, и концентрации ОН- - ионов. В данном случае реакция раствора слабокислая. Наконец, если Ккисл. < Косн., то гидролизу преимущественно подвергается анион соли, и реакция раствора будет слабощелочной.
ПРИМЕР 4.

Какие продукты образуются при смешивании растворов солей Fe(NO3)3 и Na2CO3? Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнение реакции.

Решение: Соль Fe(NO3)3 гидролизуется по катиону, а Na2CO3 – по аниону.

Fe3+ + Н2О ⇄ FeОН2+ + Н+
CO32־ + Н2О ⇄ НСО־3- + ОН

Гидролиз этих солей обычно ограничивается первой ступенью. При смешивании растворов этих солей ионы Н+ и ОН־ взаимодействуют, образуя молекулы слабого электролита. Это приводит к тому, что усиливается гидролиз каждой из солей до образования осадка и газа: Fe(ОН)3 и СО2

Ионно-молекулярное уравнение

2 Fe+3 + 3CO32- + 3Н2О = 2Fe(ОН)2 + СО2

Молекулярное уравнение

2Fe(NO3)3 + 3Na2CO3 + 3Н2О = 2Fe(ОН)2 + 3СО2 + 6Na NO3

Для воды и ее растворов произведение концентрации ионов Н+ и ОН- величина постоянная при данной температуре и называется ионным произведением воды Кв. При 25оС Кв = [H+] · [OH-] = 1·10-14 . Постоянство ионного произведения воды дает возможность вычислить концентрацию одного вида ионов, если известна концентрация другого вида ионов, а именно:




В чистой воде [H+] = [OH-] = = 10-7 моль/л

Концентрация ионов водорода указывает на характер среды:

[H+] = [OH-] = 10-7 моль/л, нейтральная среда;

[H+] > 10-7 моль/л, кислая среда;

[H+] < 10-7 моль/л, щелочная среда.

Для удобства оценки кислотности и щелочности среды пользуются не концентрацией водородных ионов, а величиной водородного показателя рН, он равен отрицательному десятичному логарифму концентрации водородных ионов рН = -lg[H+], следовательно, в щелочной среде рН > 7; в нейтральной среде рН = 7, в кислой среде рН < 7.

ПРИМЕР.

Вычислить рН раствора, если [H+] = 0,0001 = 10-4 моль/л.

Решение: [H+]= 0,0001 = 10-4 моль/л.

рН = -lg10-4 = 4; рН = 4


  1. ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

ОПЫТ 1. РЕАКЦИЯ СРЕДЫ В РАСТВОРАХ РАЗЛИЧНЫХ СОЛЕЙ.

В пять пробирок до 1/3 их объема налить нейтральный раствор лакмуса. Одну пробирку оставить в качестве контрольной, а в остальные добавить по одному микрошпателю кристаллов следующих солей: в первую – хлорида алюминия, во вторую – карбоната натрия, в третью – хлорида калия, в четвертую – ацетата аммония.

По изменению окраски лакмуса сделать вывод о реакции среды в растворе каждой соли. Полученные результаты внести в таблицу.
Таблица 1.

Реакция среды в растворах солей

№ пробирки

Формула соли

Окраска лакмуса

Реакция среды

РН раствора

рН<7

рН=7

рН>7















































Какие из исследованных солей подвергаются гидролизу? Написать ионные и молекулярные уравнения реакций их гидролиза и указать вид гидролиза каждой соли (простой или ступенчатый).

В случае ступенчатого гидролиза написать уравнение реакции только для первой ступени, так как практически в достаточно концентрированных растворах последующие ступени протекают очень слабо.
ОПЫТ 2. СЛУЧАИ ПОЛНОГО (НЕОБРАТИМОГО) ГИДРОЛИЗА СОЛЕЙ.
В две пробирки внести по 6-8 капель раствора хлорида алюминия. В одну пробирку добавить такой же объем раствора сульфида натрия, в другую - раствора карбоната натрия. Отметить выделение сероводорода в первой пробирке (по запаху) и пузырьков диоксида углерода во второй. В обоих случаях в осадок выпадает гидроксид алюминия.

Написать уравнения реакций, которые привели к образованию гидроксида алюминия. Почему не получилось сульфида и карбоната алюминия.
ОПЫТ 3. ВЛИЯНИЕ ТЕМПЕРАТУРЫ НА СТЕПЕНЬ ГИДРОЛИЗА СОЛИ.
В два стакана налить 1 М раствор ацетата натрия. Один стакан нагреть почти до кипения раствора. Затем в оба стакана капнуть по 3-5 капель фенолфталеина. Окраска появляется в стакане с горячим раствором, это указывает на усиление гидролиза при нагревании.
ОПЫТ 4. ОПРЕДЕЛЕНИЕ РЕАКЦИИ СРЕДЫ.
Для определения реакции среды пользуются индикаторами – веществами, которые изменяют окраску в зависимости от концентрации в растворе ионов Н+.

Индикаторы – слабодиссоциирующие органические кислоты или основания, у которых недиссоциированные молекулы и ионы благодаря разному строению имеют различную окраску.

Лакмус содержит так называемую азометиновую кислоту, недиссоциированные молекулы которой красного цвета, а анионы – синего цвета.


Диссоциация лакмуса:
HInd ⇄ H+ + Ind-

красный синий
При растворении лакмуса в воде его молекулы HInd, присутствуя совместно с Ind-, придает раствору промежуточную (фиолетовую) окраску.

Если к этому прибавить кислоты, вследствие увеличения [H+] равновесие диссоциации сместится влево – раствор станет красным.

При добавлении к нейтральному раствору лакмуса [ОН-] равновесие сместится вправо – раствор станет синим. Аналогично объясняется изменение окраски у других индикаторов.

Определение рН раствора с точностью = 0,02 рН проводят на приборе, называемом рН-метр.

Для получения достоверных данных необходимо точно соблюдать правила работы на рН-метре.

Перед погружением в раствор электроды необходимо каждый раз промывать дистиллированной водой и удалять остатки воды фильтровальной бумагой. Правильность работы прибора проверяется по буферному раствору, рН которого известно и постоянно. Проверку проводит перед измерением лаборант.

В сухой стаканчик залить анализируемый раствор и погрузить в него электроды. Установить ручку термокомпенсатора в положение, соответствующее комнатной температуре (20оС). Ручку «переключателя рода работ» установить в положение рН, а кнопку «выбора диапазонов» в положение «1-19». Отсчет показаний рН производится после его установления, примерно в течение 3 минут по нижней шкале. Для уточнения показания следует нажать кнопку одного из диапазонов измерения, кроме «1-19». По окончании измерений промойте электроды и опустите их в стаканчик с дистиллированной водой.

Лабораторная работа № 9

КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ

Цель работы: изучение явлений комплексообразования, свойств различных комплексов.
1. ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ВВЕДЕНИЕ
Комплексными соединениями называют определенные молекулярные соединения, при сочетании компонентов которых образуются положительно или отрицательно заряженные сложные ионы, способные существовать как в кристалле, так и в растворе (А. Гриндберг), например: K3[Fe(CN)6].

В комплексном соединении выделяют внешнюю (3К+) и внутреннюю ([Fe(CN)6] сферы. Внутренняя сфера состоит из центрального атома (комплексообразователя), вокруг которого группируются ионы или молекулы. В приведенном примере ион Fe3+ - комплексообразователь, ионы CN- – лиганды. Число лигандов в комплексе называется координационным числом комплексообразователя (к.ч.6). Заряд комплекса численно равен суммарному заряду внешней сферы и противоположен ему по знаку. В нашем примере во внешней сфере комплексного соединения ([Fe(CN)6] находятся три иона К+. Следовательно, заряд комплексного иона равен - 3.

Заряд комплексообразователя равен и противоположен по знаку алгебраической сумме всех остальных ионов (Fe3+).

Различают катионные, анионные и нейтральные комплексы.

Комплекс с положительным зарядом называется катионным. Например: [Cu(NH3)4]2+, с отрицательным зарядом – анионным, например: [Cd(CN)4]2-, с нулевым зарядом – нейтральным, например: Fe(CO)5.

Комплексообразователями, как правило, являются атомы или чаще ионы металлов. Способность элементов к комплексообразованию возрастает от периода к периоду. В основном это d-элементы.

Лигандами могут служить:

а) анионы кислот (ацидокомплексы) – F-, Cl-, Br-, I-, CN-, NO2-, SO42-, PO43-, CO32-, SCN-;

б) гидроксогруппы ОН- (гидроксокомплексы);

в) нейтральные молекулы – Н2О (аквокомплексы), NH3 (аммиакаты), СО (карбонильные), NO, F2, N2H4 и др.

В названия комплексов входят названия как лигандов, так и комплексообразователей, причем вначале указываются лиганды, а затем комплексообразователи.

К анионным лигандам добавляют окончание – О. СО32- – карбонато, CN – циано, N3- – азидо, ОН- - гидроксо, О2- - оксо, SCN – родано, SO32- - сульфито и т.д.

Нейтральные молекулы имеют те же названия, что и молекулы, за исключением Н2О (акво), NH3 (аммин), СО (карбонил). Названия комплексообразователей суффикс – ат (феррат, никелат, хромат).

Число лигандов в комплексе обозначают греческими приставками (ди, три, тетра, пента и т.д.)

Для металлов с переменной валентностью степень окисления указывается в скобках.

Пример: [Zn(NH3)4]Cl2 – дихлортетрааммин цинка

K3[Fe(CN)6] – гексацианоферрат (III) калия

[Ni(CO)4] - тетракарбонилникель (0)

Комплексные соединения являются сильными электролитами, т.е. при растворении полностью диссоциируют на комплексные ионы (внутреннюю сферу) и противоионы (внешнюю сферу):
[Ni(NH3)6]Cl2 [Ni(NH3)6]2+ + 2Cl-
Комплексные ионы в растворах в свою очередь ведут себя как слабые электролиты и диссоциируют не полностью, например:
[Ni(NH3)6]2+ Ni2+ + 6NH3

Устойчивость комплексов можно оценить с помощью закона действующих масс, выразив состояние равновесия с помощью константы равновесия, называемой константой нестойкости.


Очевидно, чем устойчивее комплекс, тем он в меньшей степени подвергается распаду и тем меньше его константа нестойкости.

Об устойчивости комплекса можно судить также по константе равновесия его образования – так называемой константе устойчивости Куст. Константа устойчивости Куст. – величина, обратная константе нестойкости Кнест.:

Кнест. = 1/Куст.

1   2   3   4   5   6   7   8   9   10   11

Похожие:

Учебное пособие «Лабораторные работы по химии» iconУчебное пособие «Лабораторные работы по химии»
Лабораторные работы по химии./ Т. А. Донская, Н. П. Космачевская, В. А. Яскина, С. Ф. Лапина, О. Б. Русина. – Братск: Бргту. 2003....
Учебное пособие «Лабораторные работы по химии» iconУчебное пособие предназначено для студентов всех специальностей, выполняющих лабораторные работы по разделу "Статистическая физика" в рамках курса общей физики. Учебное пособие состоит из трех глав и Приложения
Кроме того, в каждой работе дано по 30 контрольных вопро-сов, предназначенных для самоконтроля студентов. В приложении дана таб-лица...
Учебное пособие «Лабораторные работы по химии» iconМетодическое пособие Т. П. Монич, И. Д. Гришин Нижний Новгород 2010
В пособии представлены демонстрационные, лабораторные и практические работы по химии для учащихся 8 класса. Развитие первичных навыков...
Учебное пособие «Лабораторные работы по химии» iconМетодическое пособие Т. П. Монич, И. Д. Гришин Нижний Новгород 2005 Нижегородский физико-математический лицей №40
В пособии представлены демонстрационные, лабораторные и практические работы по химии для учащихся 8 класса. Развитие первичных навыков...
Учебное пособие «Лабораторные работы по химии» iconБанк данных по общей и биоорганической химии Buben, A. L
М-во здравоохр. Респ. Беларусь, уо "Гродн гос мед ун-т", [Каф общей и биоорганической химии] = Лабораторные указания к практическим...
Учебное пособие «Лабораторные работы по химии» iconУчебное пособие «Основы косметической химии»
Учебное пособие предназначено для студентов специальности 050501. 04 Профессиональное обучение (дизайн), специализации Парикмахерское...
Учебное пособие «Лабораторные работы по химии» iconУчебное пособие «Основы работы в Excel»
Учебное пособие предназначено для студентов имтп, а также может быть использовано при самостоятельном освоении современного программного...
Учебное пособие «Лабораторные работы по химии» iconУчебное пособие для самостоятельной работы для студентов
Учебное пособие предназначено для облегчения выполнения самостоятельной работы студентами специальности 21200, 072500. В пособии...
Учебное пособие «Лабораторные работы по химии» iconУчебное пособие для студентов гуманитарных специальностей вузов в трех частях Часть 1 4-е издание, исправленное Минск
Данное учебное пособие является результатом работы всего коллектива кафедры иностранных языков Института государственного управления...
Учебное пособие «Лабораторные работы по химии» iconПрактикум по общей и неорганической химии: Учебное пособие, М.: Высш. Шк., 2008. 220 с. (С грифом умо)
Стась Н. Ф., Плакидкин А. А., Князева Е. М. Лабораторный практикум по общей и неорганической химии: Учебное пособие, М.: Высш. Шк.,...
Разместите кнопку на своём сайте:
ru.convdocs.org


База данных защищена авторским правом ©ru.convdocs.org 2016
обратиться к администрации
ru.convdocs.org