Conexiuni complexe

Note de lecție

Goluri. Să-și formeze idei despre compoziția, structura, proprietățile și nomenclatura compușilor complecși; dezvoltarea abilităților în determinarea stării de oxidare a unui agent de complexare și întocmirea ecuațiilor de disociere pentru compuși complecși.
Concepte noi: compus complex, agent de complexare, ligand, număr de coordonare, sferele exterioare și interioare ale complexului.
Echipamente și reactivi. Un suport cu eprubete, soluție concentrată de amoniac, soluții de sulfat de cupru (II), azotat de argint, hidroxid de sodiu.

ÎN CURILE CURĂRILOR

Experienta de laborator. Adăugați soluție de amoniac la soluția de sulfat de cupru (II). Lichidul va capata o culoare albastru intens.

Ce s-a întâmplat? Reactie chimica? Până acum, nu știam că amoniacul poate reacționa cu sarea. Ce substanță s-a format? Care este formula, structura, numele lui? Cărei clase de compuși aparține? Poate amoniacul să reacționeze cu alte săruri? Există conexiuni similare cu aceasta? Trebuie să răspundem la aceste întrebări astăzi.

Pentru a studia mai bine proprietățile unor compuși de fier, cupru, argint, aluminiu, avem nevoie de cunoștințe despre compuși complecși.

Să continuăm experiența noastră. Împărțiți soluția rezultată în două părți. Adăugați leșie într-o parte. Precipitarea hidroxidului de cupru (II) Cu(OH) 2 nu este observată, prin urmare, nu există ioni de cupru dublu încărcați în soluție sau sunt prea puțini dintre ei. Din aceasta putem concluziona că ionii de cupru interacționează cu amoniacul adăugat și formează niște ioni noi care nu formează un compus insolubil cu ionii OH –.

În același timp, ionii rămân neschimbați. Acest lucru poate fi verificat prin adăugarea unei soluții de clorură de bariu la soluția de amoniac. Se va forma imediat un precipitat alb de BaS04.

Cercetările au stabilit că culoarea albastru închis a unei soluții de amoniac se datorează prezenței în ea a ionilor complecși 2+, formați prin adăugarea a patru molecule de amoniac la ionul de cupru. Când apa se evaporă, 2+ ioni se leagă de ioni și din soluție sunt eliberate cristale de culoare albastru închis, a cărei compoziție este exprimată prin formula SO 4 H 2 O.

Compușii complecși sunt cei care conțin ioni și molecule complecși capabile să existe atât sub formă cristalină, cât și în soluții.

Formulele moleculelor sau ionilor compușilor complecși includ de obicei paranteza patrata. Compușii complecși sunt obținuți din compuși obișnuiți (necomplexi).

Exemple de obținere a compușilor complecși

Structura compușilor complecși este considerată pe baza teoriei coordonării propuse în 1893 de chimistul elvețian Alfred Werner, laureat al Premiului Nobel. A lui activitate științifică a avut loc la Universitatea din Zurich. Omul de știință a sintetizat mulți compuși complecși noi, a sistematizat compuși complecși cunoscuți anterior și nou obținuți și a dezvoltat metode experimentale pentru a demonstra structura lor.

A. Werner (1866–1919)

În conformitate cu această teorie, se disting compușii complecși agent de complexare, externȘi sfera interioara. Agentul de complexare este de obicei un cation sau un atom neutru. Sfera interioară este un anumit număr ioni sau molecule neutre care sunt strâns legate de agentul de complexare. Ei sunt numiti, cunoscuti liganzi. Numărul de liganzi determină număr de coordonare(CN) agent de complexare.

Exemplu de compus complex

Compusul SO4H2O sau CuS045H2O considerat în exemplu este un hidrat cristalin de sulfat de cupru(II).

Să determinăm componentele altor compuși complecși, de exemplu K 4.
(Referinţă. O substanță cu formula HCN este acidul cianhidric. Sărurile acidului cianhidric se numesc cianuri.)

Agentul de complexare este ionul de fier Fe 2+, liganzii sunt ioni de cianură CN –, numărul de coordonare este șase. Tot ce este scris între paranteze drepte este sfera interioară. Ionii de potasiu formează sfera exterioară a compusului complex.

Natura legăturii dintre ionul central (atom) și liganzi poate fi dublă. Pe de o parte, conexiunea se datorează forțelor de atracție electrostatică. Pe de altă parte, între atomul central și liganzi o legătură poate fi formată printr-un mecanism donor-acceptor, similar ionului de amoniu. În mulți compuși complecși, legătura dintre ionul central (atom) și liganzi se datorează atât forțelor de atracție electrostatică, cât și legăturii formate din cauza perechilor de electroni singuri ai agentului de complexare și a orbitalilor liberi ai liganzilor.

Compuși complecși având o sferă exterioară sunt electroliți puternici iar în soluții apoase se disociază aproape complet într-un ion complex și ioni sfera externă. De exemplu:

SO 4 2+ + .

În timpul reacțiilor de schimb, ionii complecși se deplasează de la un compus la altul fără a-și schimba compoziția:

SO4 + BaCl2 = CI2 + BaS04.

Sfera interioară poate avea o sarcină pozitivă, negativă sau zero.

Dacă sarcina liganzilor compensează încărcarea agentului de complexare, atunci astfel de compuși complecși sunt numiți complecși neutri sau non-electroliți: ei constau numai din agentul de complexare și liganzii sferei interioare.

Un astfel de complex neutru este, de exemplu, .

Cei mai tipici agenți de complexare sunt cationii d-elemente.

Liganzii pot fi:

a) molecule polare - NH3, H2O, CO, NO;
b) ioni simpli – F – , Cl – , Br – , I – , H – , H + ;
c) ioni complecși – CN –, SCN –, NO 2 –, OH –.

Să luăm în considerare un tabel care arată numerele de coordonare ale unor agenți de complexare.

Nomenclatura compușilor complecși. Anionul dintr-un compus se numește mai întâi și apoi cation. Când se indică compoziția sferei interioare, anionii sunt mai întâi numiți, adăugând sufixul - la numele latin. O-, de exemplu: Cl – – clor, CN – – ciano, OH – – hidroxo, etc. Denumite în continuare liganzi neutri și în primul rând amoniacul și derivații săi. În acest caz, se folosesc următorii termeni: pentru amoniac coordonat - ammin, pentru apa - acva. Numărul de liganzi este indicat în cuvinte grecești: 1 - mono, 2 - di, 3 - trei, 4 - tetra, 5 - penta, 6 - hexa. Apoi se trece la numele atomului central. Dacă atomul central face parte din cationi, atunci utilizați nume rusesc a elementului corespunzător și indicați starea sa de oxidare între paranteze (cu cifre romane). Dacă atomul central este conținut în anion, atunci utilizare nume latin element, iar la sfârșit adaugă finalul - la. În cazul neelectroliţilor nu este dată starea de oxidare a atomului central, deoarece este determinată în mod unic de starea de neutralitate electrică a complexului.

Exemple. Pentru a numi un complex Cl 2, determinați starea de oxidare (ASA DE.)
X agent de complexare – ion de Cu X+ :

1 X + 2 (–1) = 0,X = +2, C.O.(Cu) = +2.

Starea de oxidare a ionului de cobalt este determinată în mod similar:

y + 2 (–1) + (–1) = 0,y = +3, S.O.(Co) = +3.

Care este numărul de coordonare al cobaltului din acest compus? Câte molecule și ioni înconjoară ionul central? Numărul de coordonare al cobaltului este șase.

Nume complexitate scrie intr-un singur cuvant. Starea de oxidare a atomului central este indicată printr-o cifră romană plasată între paranteze. De exemplu:

Cl 2 – clorură de cupru (II) tetraamină,
NUMARUL 3 – azotat de cobalt(III) de dicloroacvatriamină,
K 3 – hexacianoferat(III) potasiu,
K 2 – tetracloroplatinat (II) potasiu,
– diclorotetraamizinc,
H 2 – acid hexaclorotanic.

Folosind exemplul mai multor compuși complecși, vom determina structura moleculelor (ionul de complexare, SO, numărul de coordonare, liganzi, sferele interioare și exterioare), vom da un nume complexului și vom scrie ecuațiile disocierii electrolitice.

K 4 – hexacianoferat de potasiu (II),

K 4 4K + + 4– .

H – acid tetraclorauric (format atunci când aurul este dizolvat în acva regia),

H H + + –.

OH – hidroxid de diamminesilver(I) (aceasta substanță participă la reacția „oglindă de argint”)

OH + + OH – .

Na – tetrahidroxoaluminat sodiu,

Na Na ++ – .

Compușii complecși includ, de asemenea, multe substanțe organice, în special, produsele cunoscute ale interacțiunii aminelor cu apa și acizii. De exemplu, sărurile de clorură de metil amoniu și clorura de fenilamoniu sunt compuși complecși. Conform teoriei coordonării, acestea au următoarea structură:

Aici atomul de azot este un agent de complexare, atomii de hidrogen la azot, radicalii metil și fenil sunt liganzi. Împreună formează sfera interioară. Sfera exterioară conține ioni de clorură.

Multe substanțe organice care sunt de mare importanță în viața organismelor sunt compuși complecși. Acestea includ hemoglobina, clorofila, enzime și etc.

Compușii complecși sunt utilizați pe scară largă:

1) în Chimie analitică pentru determinarea multor ioni;
2) pentru separarea anumitor metale și producerea metalelor grad înalt curăţenie;
3) ca coloranți;
4) pentru a elimina duritatea apei;
5) ca catalizatori pentru procese biochimice importante.

Lucrări de laborator №5

Partea teoretică

Conexiuni complexe (de coordonare).- sunt compuși în care cel puțin una dintre legăturile covalente se formează conform mecanismului donor-acceptor.

Toți compușii de coordonare constau din sferă internă(particulă complexă), iar în cazul compușilor de coordonare cationici și anionici – din sfera externă. Legătura dintre sferele interioare și exterioare ale compusului de coordonare este ionică.

Sfera interioară (particulă complexă) constă dintr-un atom central (atomul de metal complexant) și liganzi.

În formula compușilor complecși, sfera interioară este cuprinsă între paranteze pătrate. Sfera interioară nu are încărcătură în complecșii neutri, este încărcată pozitiv în complecșii cationici și încărcată negativ în compușii anionici de coordonare. Sarcina sferei interioare este suma algebrică a sarcinilor atomului central și ale liganzilor.

Atom central– acesta este cel mai adesea un ion al unui element d -: Ag+, Cu2+, Hg2+, Zn2+, Ni2+, Fe3+, Pt4+ etc.

Numărul de coordonare al atomului central– numărul de legături covalente dintre agentul de complexare și liganzi.

De obicei, numărul de coordonare este de două ori mai mare decât sarcina atomului central. În majoritatea compușilor complexe, numerele de coordonare sunt 6 și 4, mai rar 2, 3, 5 și 7.

Liganzii– anioni sau molecule legate de atomul central prin legături covalente formate după mecanismul donor-acceptor. Liganzii pot fi molecule polare (H2O, NH3, CO etc.) și anioni (CN–, NO2–, Cl–, Br–, I–, OH– etc.).

Densitatea ligandului este numărul de legături covalente prin care un ligand dat este conectat la agentul de complexare.

Liganzii sunt împărțiți în monodentate (H2O, NH3, CO, CN–, NO2–, Cl–, Br–, I–, OH–), bidentate (C2O42-, SO42- etc.) și polidentate.

De exemplu, în compusul complex anionic K3: sfera interioară este 3–, sfera exterioară este 3K+, atomul central este Fe3+, numărul de coordonare al atomului central este 6, liganzii sunt 6CN–, dentația lor este –1 (monodentat).

Nomenclatura compușilor complecși ( IUPAC )

Când se scrie formula unei particule complexe (ion), se scrie mai întâi simbolul atomului central, apoi liganzii în ordinea alfabetică a simbolurilor lor, dar mai întâi liganzii anionici și apoi moleculele neutre. Formula este cuprinsă între paranteze pătrate.

În numele compusului de coordonare este indicat mai întâi cationul (pentru toate tipurile de compuși), apoi anionul. Complexele cationice și neutre nu au un final special. În denumirile complexelor anionice, la denumirea atomului central (agent de complexare) se adaugă desinența –at. Starea de oxidare a agentului de complexare este indicată printr-o cifră romană între paranteze.

Denumirile unor liganzi: NH3 – amina, H2O – aqua (aquo), CN– – ciano, Cl– – clor, OH– – hidroxo. Numărul de liganzi identici dintr-un compus de coordonare este indicat prin prefix: 2– di, 3– tri, 4– tetra, 5– penta, 6– hexa.

Cl diamina argint(I) clorură sau

Clorura de diamine argint(I).

K2 tetracloroplatinat(II) de potasiu sau

tetracloroplatinat de potasiu (II)

diaminetetracloroplatină (IV)

Clasificarea compușilor de coordonare

Există mai multe clasificări ale compușilor de coordonare: în funcție de sarcina particulei complexe, tipul de liganzi, numărul de agenți de complexare etc.

În funcție de sarcina particulei complexe, compușii de coordonare sunt împărțiți în cationici, anionici și neutri.

ÎN complexe cationice sfera interioară este formată numai din molecule neutre (H2O, NH3, CO etc.), sau molecule și anioni simultan.

Cl3 hexaaqua clorură de fier(III).

sulfat de cupru (II) de SO4 tetraamină

clorură de tetraaminodicloroplatină(IV) Cl2

ÎN complexe anionice sfera interioară este formată numai din anioni, sau anioni și molecule neutre în același timp.

K3 hexacianoferat de potasiu (III)

Na tetrahidroxoaluminat de sodiu (III)

diacvatetrahidroxoaluminat de sodiu Na (III)

Complexe neutre (electroneutre). sunt formate prin coordonarea simultană a anionilor și moleculelor (uneori doar molecule) la atomul central.

diaminedicloroplatină (II)

Tetracarbonilnichel(0)

În funcție de tipul de liganzi, compușii de coordonare se împart în: complexe acide (liganzii sunt resturi acide CN–, NO2–, Cl–, Br–, I– etc.); complexe acvatice (liganzii sunt molecule de apă); complexe amino (liganzii sunt molecule de amoniac); complexe hidroxo (liganzii sunt grupări OH–) etc.

Disocierea și ionizarea compușilor de coordonare

Compușii de coordonare cationici și anionici în soluție se disociază complet de-a lungul legăturii ionice în sfere interioare și exterioare:

K4 → 4K+ +4–

NO3 → + + NO3–

Ionii complecși sunt supuși ionizării (se disociază) în etape precum electroliți slabi:

+ ⇄ + + NH3

+ ⇄ Ag+ +NH3

Formarea compușilor de coordonare

Formarea particulelor complexe (ioni) în soluții din ionii metalici complexați și liganzi are loc în etape:

Ag+ +NH3 ⇄ +

NH3 ⇄ +

și se caracterizează prin constante de formare în trepte:

https://pandia.ru/text/80/125/images/image002_43.gif" width="113" height="45">

Ag+ + 2NH3 ⇄ +

Cu cât valoarea numerică a lui βn este mai mare, cu atât ionul complex este mai puternic (stabil).

Prepararea compuşilor de coordonare

Compușii de coordonare sunt preparați cel mai adesea prin următoarele metode.

1. Interacțiunea ionilor metalici de complexare (de obicei o soluție de sare a unui metal dat) cu liganzi (o soluție de sare, acid, bază etc.):

FeCl3 + 6KCN → K3 + 3KCl

Fe3+ + 6CN– → 3–

2. Înlocuirea completă sau parțială a unor liganzi într-un compus de coordonare cu alții:

K3 + 6KF → K3 + 6KSCN

3– + 6F– → 3– + 6SCN–

β6 1,70 103 1,26 1016

Se formează un nou compus de coordonare dacă constanta sa de formare este mai mare decât constanta de formare a compusului de coordonare original.

3.Înlocuirea metalului complexant în compusul de coordonare cu menținerea liganzilor. Ca și în cazul precedent, această transformare este posibilă dacă se formează un compus de coordonare mai stabil.

SO4 + CuSO4 → SO4 + ZnSO4

2+ + Cu2+ → 2+ + Zn2+

β4 2,51 109 1,07 1012

partea experimentală

Experimentul 1. Prepararea și distrugerea complexelor hidroxo

Se toarnă 1 ml de soluții de săruri de zinc și aluminiu (sulfați, cloruri sau nitrați) în două eprubete. Adăugați o soluție de NaOH sau KOH 0,1 mol/L picătură cu picătură în fiecare eprubetă până când precipită hidroxizii corespunzători. Scrieți ecuațiile reacției sub formă ionico-moleculară, indicați culoarea precipitatelor.

ZnSO4 + 2NaOH → Zn(OH)2¯ + Na2SO4

AlCl3 + 3NaOH → Al(OH)3¯ + 3NaCl

Se verifică solubilitatea precipitatelor rezultate într-o soluție de hidroxid de sodiu sau potasiu 2 mol/L. Notați observațiile dvs. Scrieți ecuațiile reacției sub formă ionico-moleculară, indicați culoarea soluțiilor rezultate.

Zn(OH)2 + 2NaOH → Na2

Al(OH)3 + NaOH → Na sau Na3

Pentru a distruge complecșii hidroxo, se adaugă prin picurare o soluție acidă de 2 mol/l (HCl, H2SO4 sau HNO3) la soluțiile rezultate. Rețineți că, pe măsură ce se adaugă acid, soluțiile devin tulburi sau precipită hidroxizii corespunzători, care apoi se dizolvă în excesul de acid. Scrieți ecuațiile reacției sub formă iono-moleculară.

Na2 + 2HNO3 → 2NaNO3 + Zn(OH)2¯ + 2H2O

Zn(OH)2 + 2HNO3 → Zn(NO3)2 + 2H2O

Na + HCl → Al(OH)3¯ + NaCl¯ + H2O

Al(OH)3 + 3HCI → AlCI3 + 3H2O

Experimentul 2. Prepararea sulfatului de cupru(II) tetraamină și distrugerea acestuia (reacție calitativă la ionul Cu2+)

Se toarnă 2 ml de soluție de sulfat de cupru într-o eprubetă și se adaugă prin picurare 2 mol/l soluție de amoniac până se formează un precipitat de sulfat de hidroxicupru(II) (CuOH)2SO4. Înregistrați culoarea precipitatului format. Aranjați coeficienții și scrieți ecuația reacției în formă iono-moleculară.

2CuSO4 + 2NH3 + 2H2O → (CuOH)2SO4 + (NH4)2SO4

Se adaugă soluție concentrată de amoniac în eprubetă până când precipitatul (CuOH)2SO4 este complet dizolvat. Înregistrați culoarea soluției de sulfat de cupru (II) de tetraamină. Aranjați coeficienții și scrieți ecuația reacției în formă iono-moleculară.

(CuOH)2SO4 + 6NH3 + (NH4)2SO4 → 2SO4 + 2H2O

Împărțiți soluția rezultată de sulfat de cupru (II) de tetraamină în două eprubete. Se adaugă o soluție de acid sulfuric 2 mol/L în prima eprubetă și soluție de sulfură de sodiu în a doua. Observați schimbarea culorii soluției din prima eprubetă și culoarea precipitatului format în a doua eprubetă. Aranjați coeficienții și scrieți ecuațiile de reacție în formă iono-moleculară. Sub formule, indicați culoarea materiilor prime colorate și a produselor de reacție.

SO4 + 2H2SO4 + 4H2O → SO4 + 2(NH4)2SO4

SO4 + Na2S → CuS + Na2SO4 + 4NH3

Experimentul 3 Disocierea compușilor complecși

Se toarnă 3-5 picături de soluție de clorură de potasiu într-o eprubetă și se adaugă o cantitate mică (la vârful unei spatule) de hexanitrocobaltat de sodiu(III) Na3 cristalin. Observați formarea unui precipitat galben de K2Na. Această reacție este calitativă pentru ionii de potasiu.

KCl → K+ + Cl–

2 K+ + Na+ + 3– → K2Na¯

Se toarnă 3-5 picături de soluție de clorură de fier (III) într-o altă eprubetă, apoi se adaugă 2-3 picături de soluție de tiocianat de amoniu sau de potasiu. Observați schimbarea culorii soluției. Această reacție este calitativă pentru ionul Fe3+.

FeCl3 → Fe3+ + 3Cl–

Fe3+ + 6SCN– ⇄ 3–

Se efectuează reacțiile calitative adecvate pentru ionii K+ și Fe3+ într-o soluție de hexacianoferat(III) K3 de potasiu. Notați observațiile dvs.

Care dintre cele două de mai jos este ecuația de disociere a K3 într-o soluție apoasă:

K3 → 3K+ + 3–

K3 → 3K+ + Fe3+ + 6CN–

Este de acord cu observațiile tale?

Formulați o concluzie despre natura disocierii compușilor complecși (de coordonare) în solutii apoase.

SO 4

Scop: obținerea complexului sulfat de cupru–sare tetroamino din sulfat de cupru CuSO 4 ∙5H 2 O și soluție concentrată de amoniac NH 4 OH.

Măsuri de siguranță:

1. Recipientele din sticlă pentru produse chimice necesită o manipulare atentă; înainte de a începe lucrul, ar trebui să le verificați dacă nu există fisuri.

2. Înainte de a începe lucrul, ar trebui să verificați funcționalitatea aparatelor electrice.
3. Încălziți numai în recipiente rezistente la căldură.

4. Folosiți substanțele chimice cu grijă și cu moderație. reactivi. Nu le gusta, nu le mirosi.

5. Munca trebuie efectuată în halate.

6. Amoniacul este otrăvitor, iar vaporii săi irită mucoasa.

Reactivi si echipamente:

Soluție concentrată de amoniac - NH 4 OH

Alcool etilic – C 2 H 5 OH

Sulfat de cupru - CuSO 4 ∙ 5H 2 O

Apa distilata

Cilindri gradați

vase Petri

Pompa de vid (jet de apa Pompă de vid)

Pâlnii de sticlă

Context teoretic:

Compușii complecși sunt substanțe care conțin un agent de complexare cu care se asociază un anumit număr de ioni sau molecule numite aditivi sau legende. Agentul de complexare cu aditivi constituie sfera interioară a compusului complex. În sfera exterioară a compușilor complecși există un ion legat de ionul complex.

Compușii complecși se obțin prin interacțiunea unor substanțe de compoziție mai simplă. În soluțiile apoase se disociază pentru a forma un ion complex încărcat pozitiv sau negativ și anionul sau cationul corespunzător.

SO 4 = 2+ + SO 4 2-

2+ = Cu 2+ + 4NH 3 –

Complexul 2+ colorează soluția albastru floarea de colț - culoare albastră și Cu2+ și 4NH3 luate separat nu dau o astfel de colorare. Compușii complecși au mare importanțăîn chimie aplicată.

SO4 - cristale violet inchis, solubile in apa, dar nu solubile in alcool.Cand este incalzita la 1200C, pierde apa si o parte din amoniac, iar la 2600C, pierde tot amoniacul.Cand este depozitata in aer, sarea se descompune.

Ecuația de sinteză:

CuSO4 ∙ 5H2O +4NH4OH = SO4 ∙ H2O +8H2O

CuSO4 ∙ 5H2O + 4NH4OH= SO4 ∙ H2O +8H2O

Mm CuSO4∙5H2O = 250 g/mol

mm SO4 ∙ H2O = 246 g/mol

6g CuSO4∙5H2O - Xg

250 g CuSO4∙5H2O - 246 SO4∙H2O

Х=246∙6/250= 5,9 g SO4 ∙ H2O

Progres:

Se dizolvă 6 g de sulfat de cupru în 10 ml de apă distilată într-un pahar termorezistent. Încălzește soluția. Se amestecă energic până se dizolvă complet, apoi se adaugă soluție concentrată de amoniac în porții mici până când apare o soluție violetă sare complexă.

Apoi transferați soluția într-un vas Petri sau vas de porțelan și precipitați cristalele de sare complexă cu alcool etilic, care se toarnă cu o biuretă timp de 30-40 de minute, volum. Alcool etilic 5-8 ml.

Se filtrează cristalele complexe de sare rezultate pe o pâlnie Buchner și se lasă să se usuce până a doua zi. Apoi se cântăresc cristalele și se calculează randamentul %.

5,9 g SO4 ∙ H2O - 100%

m de probă – X

X = m eșantion ∙100% / 5,9g

Întrebări de control:

1.Ce tip legături chimiceîn săruri complexe?

2.Care este mecanismul de formare a unui ion complex?

3.Cum se determină sarcina unui agent de complexare și a unui ion complex?

4.Cum se disociază o sare complexă?

5. Alcătuiți formule pentru compuși complecși dicyano - argentat de sodiu.

Lucrare de laborator nr 6

Prepararea acidului ortoboric

Ţintă: obţine acid ortoboric din borax şi de acid clorhidric.

Măsuri de siguranță:

1. Recipientele din sticlă pentru produse chimice necesită o manipulare atentă și trebuie verificate pentru a nu exista fisuri înainte de utilizare.

2. Înainte de a începe lucrul, ar trebui să verificați funcționalitatea aparatelor electrice.

3. Încălziți numai în recipiente rezistente la căldură.

4. Folosiți substanțele chimice cu grijă și cu moderație. Nu le gusta, nu le mirosi.

5. Lucrările trebuie efectuate în halate.

Echipamente și reactivi:

Tetraborat de sodiu (decahidrat) – Na 2 B 4 O 7 *10H 2 O

Acid clorhidric (conc.) – HCl

Apa distilata

Aragaz electric, pompa de vid (pompa de vid cu jet de apa), pahare, hartie de filtru, pahare de portelan, baghete de sticla, palnie de sticla.

Progres:

Se dizolvă 5 g de tetraborat de sodiu decahidrat în 12,5 ml apă clocotită, se adaugă 6 ml soluție de acid clorhidric și se lasă să stea 24 de ore.

Na 2 B 4 O 7 * 10H 2 O + 2HCl + 5H 2 O = 4H 3 BO 3 + 2NaCl

Precipitatul de acid ortoboric rezultat se decantează, se spală cu o cantitate mică de apă, se filtrează sub vid și se usucă între foi de hârtie de filtru la 50-60 0 C într-un cuptor.

Pentru a obține cristale mai pure, acidul ortoboric este recristalizat. Calculați rezultatul teoretic și practic

Întrebări de control:

1. Formula structurală a boraxului, acidului boric.

2. Disocierea boraxului, acidului boric.

3. Creați o formulă pentru acidul tetraborat de sodiu.

Lucrare de laborator nr 7

Prepararea oxidului de cupru (II).

Ţintă: se obține oxid de cupru (II) CuO din sulfatul de cupru.

Reactivi:

Sulfat de cupru (II) CuS042-*5H2O.

Hidroxid de potasiu și sodiu.

Soluție de amoniac (p=0,91 g/cm3)

Apa distilata

Echipament: cantare tehnochimice, filtre, pahare, cilindri, pompa de vid(pompa de vid cu jet de apa) , termometre, aragaz electric, palnie Buchner, balon Bunsen.

Partea teoretica:

Oxidul de cupru (II) CuO este o pulbere negru-maro, la 1026 0 C se descompune în Cu 2 O și O 2, aproape insolubil în apă, solubil în amoniac. Oxidul de cupru (II) CuO se găsește în mod natural ca un produs de intemperii negru, pământesc al minereurilor de cupru (melaconit). În lava Vezuviului s-a găsit cristalizat sub formă de tablete triclinice negre (tenorit).

Artificial, oxidul de cupru se obtine prin incalzirea cuprului sub forma de talas sau sarma in aer, la o temperatura incinsa (200-375 0 C) sau prin calcinarea nitratului de carbon. Oxidul de cupru astfel obținut este amorf și are o capacitate pronunțată de adsorbție a gazelor. Când este încălzit, cu mai mult temperatura ridicata Pe suprafața de cupru se formează o scară cu două straturi: Strat de suprafață este oxid de cupru (II), iar cel interior este oxid roșu de cupru (I) Cu 2 O.

Oxidul de cupru este utilizat în producția de emailuri de sticlă pentru a conferi o culoare verde sau albastră; în plus, CuO este utilizat în producția de sticlă cupru-rubin. Când este încălzit cu substanțe organice, oxidul de cupru le oxidează, transformând carbonul și dioxidul de carbon și hidrogenul în oxid și fiind redus în cupru metalic. Această reacție este utilizată în analiza elementară materie organică, pentru a determina conținutul lor de carbon și hidrogen. De asemenea, este folosit în medicină, în principal sub formă de unguente.

2. Pregătiți o soluție saturată din cantitatea calculată de sulfat de cupru la 40 0 ​​​​C.

3. Pregătiți o soluție alcalină 6% din cantitatea calculată.

4. Se încălzește soluția alcalină la 80-90 0 C și se toarnă soluția de sulfat de cupru în ea.

5. Amestecul se încălzește la 90 0 C timp de 10-15 minute.

6. Precipitatul care se formează se lasă să se depună și se spală cu apă până când ionul este îndepărtat. S042- (probă BaCI2 + HCI).

Compuși metalici complecși

Metalele din sistemele vii, de regulă, există ca parte a diferiților compuși complecși cu bioliganzi. Prin urmare, această proprietate cea mai importantă a metalelor - capacitatea lor de a forma diferite structuri complexe - va fi luată în considerare în primul rând folosind exemple individuale.

1. Complexe acvatice

În soluții apoase, cationii d-metali în formă liberă (inclusiv în organism) există sub formă de complexe n + aqua, care sunt denumite de obicei ca Me n + sau Me p + hidr." Complexe acvatice ale unor metale, în special cuprul(P), manganul(II), argintul(1), sunt destul de stabile, astfel încât sărurile acestor metale nu suferă hidroliză.

2. Amoniac

complexe de amoniac - modele bune Pentru a înțelege structurile asociate cu formarea compușilor biologici care conțin grupări amino, să luăm în considerare reacțiile de interacțiune într-o soluție de ioni metalici cu amoniac folosind exemplul elementelor subgrupelor de cupru și zinc.

A. Formarea amoniacului de cupru (II).

2+ (albastru)+ 4NH 3  2+ (albastru) +4H 2 0

Sub formă moleculară, acest proces poate fi reprezentat după cum urmează:

SO 4 +4NH 3  S0 4 +4H 2 O

Și simplificată, fără a reflecta formarea complexului acvatic în înregistrare, ecuația va lua forma:

În viitor, când scriem reacții în formă ionică sau moleculară, vom scrie ionii metalici în forma simplificată Me n +, adică ioni hidratați.

CuSO 4 + 4NH 3  SO 4

Un aspect important al comportamentului „biocomplexelor”, adică complexe în sistemele vii este stabilitatea lor. Prin urmare, este important să se cunoască factorii care influențează stabilitatea sistemelor complexe și moduri posibile distrugerea lor.

Motivul distrugerii complexului poate fi îndepărtarea agentului de complexare (Cu 2+) din sfera interioară a complexului și legarea acestuia sub formă de compus puțin solubil (CuS în prima reacție) sau îndepărtarea liganzii (NH3) și legarea lor într-un compus mai stabil (ionul NH4 + în a doua reacție).

B. Dizolvarea clorurii de argint într-o soluție de exces de amoniac pentru a forma amoniac de argint.

AgCl + 2NH 3 (exces)--> Cl(incolor)

Acest complex poate fi, de asemenea, distrus în mai multe moduri.

B. Interacțiunea sărurilor de zinc și cadmiu cu amoniacul duce și la formarea complexelor de amoniac.

D. Reacția clorurii de mercur(II) (clorură de mercur) cu amoniacul se termină cu formarea unui precipitat alb- clorură aminomercurică (precipitat alb - antiseptic), care nu este un compus complex.

HgCl 2 + 2NH 3 -> Cl-Hg-NH 2  + NH 4 C1

3. Complexe chelate cu aminoacizi

Multe metaloenzime, în care ionii metalici se leagă de proteină prin oxigenul grupărilor carboxil și azotul grupărilor amino, sunt bioclustere ( complexe proteice) - compuși chelați stabili.

Procesul de interacțiune a complexelor apoase de biometale cu aminoacizi, care duce la astfel de structuri, este însoțit de o creștere bruscă a entropiei sistemului (AS > 0) datorită creșterii semnificative a numărului de particule. (efect de entropie). De exemplu, în cazul ionilor de cupru (II) și al glicinei 1:

Efect de chelare (entropie) - O creștere a entropiei și formarea de inele cu cinci și șase membri este motivul stabilității relativ mai mari a compușilor chelați în comparație cu complexele metalice similare cu liganzi monodentați sau cu reactivi de chelare, dar cu un număr mai mic de inele chelate.

Rețineți că toxicitatea compușilor de cupru se datorează nu numai legării tiolului (vezi mai sus), ci și grupurilor amino de proteine, ceea ce duce la întreruperea activității enzimatice și, în consecință, a activității normale de viață.

4. Complexe chelate cu acid etilendiaminotetraacetic (EDTA). trilon B (Na 2 EDTA). pentacină- complexoni folosiți în metoda larg utilizată de terapie de chelare.

În această diagramă, Trilon B este prezentat ca un ligand tetradentat, dar trebuie avut în vedere că acest complex este capabil să formeze șase legături cu agentul de complexare și este mai corect să scrieți produsul final într-o formă diferită.

5. Complexe macrociclice

Mulți compuși bioactivi se bazează pe complexe bazate pe macroheterocicluri. Exemple de astfel de structuri sunt discutate mai jos. A. Ciclul porfirinei.

clorofile (A, b): Me = Mg2+, X și Y sunt absenți.

Proteine ​​heme(hemoglobina, mioglobina, citocromi, enzime - catalaza, peroxidaza): Me = Fe 2+ (Fe 3+); X-H20, O2, CO, CN-; Y - reziduu organic.

B. Ciclul Corrin(asemănător cu porfirina, diferă în mai multe detalii).

Vitamina B 12 (factor de creștere, stimulator al hematopoiezei): Me = Co 3+, X = CN, Y - reziduu organic.

ÎN. Membrană/complexe active.

Printre compușii complecși naturali, un loc aparte îl ocupă macrocomplexele bazate pe polipeptide ciclice care conțin cavități interne de anumite dimensiuni, în care există mai multe grupări care conțin oxigen capabile să lege cationii acelor metale ale căror dimensiuni corespund dimensiunilor cavității. Astfel de structuri, aflându-se în membrane biologice, asigură transportul ionilor prin membrane și de aceea sunt numite ionofori.

Ionoforii naturali care îndeplinesc funcții de transport ionic sunt antibioticele: valinomicina și nonactina.

Modelele de ionofori naturali sunt eterii de coroană și criptandii. Primul dintre ele interacționează selectiv cu metale alcaline, al doilea - cu metale alcalino-pământoase.

Cei mai simpli eteri de coroană au formula generală (CH 2 CH 2 O) n.

Stabilitatea complecșilor cu eterii de coroană este legată de mărimea ionilor metalici și de mărimea inelului. Li + se leagă mai puternic de coroana-4 (numărul „4” indică numărul de atomi de oxigen din inelul moleculei de eter coroană), Na + - de coroana-5, K + - Cu coroana-6, Cs+ - cu coroana-8.

Criptanii - liganzi macrobiciclici - leagă cel mai eficient ionii de metal alcalino-pământos și pot chiar dizolva sulfatul de bariu.

6. Compuși complecși care stau la baza reacțiilor calitative la ioniFe 2+ . Fe 3+ . Co 2+ . Ni 2+ . Hg 2+

O reacție calitativă la ionul Fe 2- este interacțiunea cu hexa-cianoferrat (III) de potasiu (sare roșie a sângelui). În acest caz, se formează un precipitat albastru - hexacianoferrat (III) de potasiu-fier(II) (Turnboole blue).

FeSO 4 (II) + K 3 (III) -> KFe (III) (albastru) + K 2 SO 4

Reacțiile calitative la ionul Fe 3+ sunt:

Interacțiune cu hexacianoferrat (II) de potasiu (sare galbenă din sânge).

Aceasta produce un precipitat albastru - Hexacianoferrat (III) de fier de potasiu (II) (albastru de Prusia).

FeCl 3 + K 4 -> KFe + ZKS1

De remarcat că în acest caz, spre deosebire de cel precedent, există un proces redox în care clorura de fier(III) acționează ca agent oxidant, deoarece potențialul său redox [f°(Fe 3+ /Fe 2+) = + 0,77 V] este mai mare decât potențialul redox al ionului complex - hexacianoferrat(II) (φ° 3- / 4 ~ = + 0,36 V), care este un agent reducător. Astfel, sedimentele de albastru Turnboule și albastru prusac sunt identice nu numai ca culoare, ci și ca structură chimică.

Interacțiunea cu tiocianatul de potasiu.

În acest caz, se formează un complex roșu - triaquatrithio-cyanatoiron(III).

3+ (galben) + 3SCN -  (roșu)+ ZN 2 O

O reacție calitativă la ionul Co 2+ este interacțiunea cu tiocianatul de amoniu, care are ca rezultat formarea de tetraizotiocianatocobaltat de amoniu (II) de culoare albastră, care este stabil numai într-un solvent organic, de exemplu, alcoolul amil.

[Co (H 2 O) 4 ] 2+ + 4NCS -  2- (albastru) + 4H 2 O

Reacția calitativă la ionul Ni 2+ este Reacția lui Chugaev - interacțiunea cu dimetilglioxima, ducând la formarea unui compus chelat roșu strălucitor - dimetilglioximat de nichel. Reacția se efectuează în soluție de amoniac. Este foarte sensibil, folosit in... toxicologie și criminalistică pentru detectarea nichelului.

O reacție calitativă la ionul mercur (II) este interacțiunea acestuia cu o soluție de iodură de potasiu. În primul rând, precipită un precipitat portocaliu de iodură de mercur (II), care se dizolvă în exces de iodură de potasiu pentru a forma un compus complex incolor - tetraiodomercuratul de potasiu (II).

HgCl 2 + 2KI -> HgI 2  + 2KC1 HgI 2 + 2K1 (exces) -> K 2

O soluție din această sare în soluție concentrată alcalii caustice sunt cunoscute ca Reactivul lui Nesslerși este utilizat ca reactiv sensibil pentru ionul de amoniu și amoniac.