Spis treści. Wstęp. Struktura związków kompleksowych

Wielkość: px

Rozpocząć pokaz od strony:

Download "Spis treści. Wstęp. Struktura związków kompleksowych"

Sabina Olszewska
6 lat temu
Przeglądów:

1 Spis treści 1 Wstęp 1.1 Struktura związków kompleksowych Nomenklatura związków kompleksowych Przykłady: 1.2 Izomeria związków kompleksowych 1.3 Równowagi kompleksowania 2 Część doświadczalna 2.1 Cel ćwiczenia 2.2 Zagadnienia do przygotowania 2.3 Odczynniki 2.4 Wykonanie ćwiczenia 3 Literatura Wstęp Struktura związków kompleksowych Związki kompleksowe (koordynacyjne, zespolone), to związki składające się z atomu lub jonu centralnego M otoczonego ligandami L gdzie M jest atomem lub jonem centralnym, L ligandem, n liczbą ligandów (liczbą koordynacyjną), z ładunkiem kompleksu (sumą ładunków atomu lub jonu centralnego oraz ligandów). Związki kompleksowe tworzą najczęściej metale przejściowe należące do grup 3 12 układu okresowego. Ich atomy lub jony mają w swojej powłoce walencyjnej wolne orbitale d, co umożliwia tworzenie wiązań koordynacyjnych z ligandami (donorami par elektronowych). Związki kompleksowe są zatem tworzone przez kwas Lewisa (atom lub jon metalu) oraz zasady Lewisa (ligandy). Ligandy połączone bezpośrednio z atomem centralnym tworzą sferę koordynacyjną. Liczba ligandów związanych z atomem centralnym nosi nazwę liczby koordynacyjnej kompleksu (LK). Liczba koordynacyjna wynosi najczęściej 4 lub 6, rzadko tworzą się kompleksy o liczbie koordynacyjnej 2, 3, 5, 7, 8. Struktura przestrzenna związków kompleksowych zależy od liczby koordynacyjnej. jest typowa dla kompleksów jonów jednowartościowych Cu +, Ag +, Au +, a także Hg 2+. Kompleksy te mają strukturę liniową. Kompleksy o mają kształt trójkąta równobocznego [HgJ 3 ] lub piramidy trygonalnej [SnCl 3 ]. jest często spotykana w przypadku metali przejściowych zawierających dużą liczbę elektronów d. Kompleksy te mają strukturę tetraedryczną ([BF 4 ], [AlCl 4 ], [CrO 4 ] ) lub płaską kwadratową ([Ni(CN) 4 ], [Pt(H 2 O) 4 ] 2+ ). Kompleksy o mają kształt piramidy lub bipiramidy trygonalnej. Najbardziej typowe dla metali przejściowych kompleksy o mają kształt regularnego ośmiościanu (kompleksy oktaedryczne). Liczby

2 koordynacyjne 7, 8 są spotykane w przypadku dużych rozmiarów atomu centralnego (molibden, wanad). Woda jako zasada Lewisa tworzy kompleksy z jonami wielu metali bloku d. Wprowadzenie innej zasady Lewisa do wodnego roztworu jonów metali przejściowych powoduje wymianę ligandów w sferze koordynacyjnej kompleksu. Wymiana ligandów może być całkowita lub częściowa. Wprowadzenie jonów CN do wodnego roztworu zawierającego jony [Fe(H 2 O) 6 ] 2+ powoduje całkowite wyparcie cząsteczek wody ze sfery koordynacyjnej akwakompleksu żelaza(ii) [Fe(H 2 O) 6 ] CN [Fe(CN) 6 ] H 2 O W przypadku dodania jonów Cl do roztworu soli żelaza(ii) reakcja substytucji (podstawienia) jest niecałkowita [Fe(H 2 O) 6 ] 2+ + Cl [FeCl(H 2 O) 5 ] + + H 2 O Nomenklatura związków kompleksowych W nazwie kompleksu wymienia się najpierw nazwy ligandów, a następnie nazwę atomu (jonu centralnego). Ligandy wymienia się w kolejności: ujemne, obojętne, dodatnie. Ligandy ujemne wymienia się w nazwie kompleksu w kolejności alfabetycznej. Ligandy obojętne wymienia się w kolejności H 2 O, NH 3, a potem alfabetycznie. Liczbę ligandów określa się przedrostkami: di-, tris-, tetra-, penta-, heksa-. Stopień utlenienia atomu centralnego oznacza się cyfrą rzymską, w nawiasie bezpośrednio po jego nazwie. Jony kompleksowe ujemne mają końcówkę -an. Przykłady: [Cr(H 2 O) 6 ]Cl 3 chlorek heksaakwachromu (III) [Co(NH 3 ) 5 Cl] 2+ jon chloropentaaminakobaltu (III) [Ag(S 2 O 3 ) 2 ] 3- jon bis(tiosiarczano)srebrzanowy (I) [Cu(CN) 4 ] 3- jon tetracyjanomiedzianowy (I) [Zn(OH) 4 ] 2- jon tetrahydroksocynkanowy (II) Fe(CO) 5 pentakarbonylożelazo (0) [Cr(en) 3 ]Cl 3 chlorek tris(etylenodiamina) chromu (III) Izomeria związków kompleksowych Związki kompleksowe tworzą izomery strukturalne oraz stereoizomery. Izomery strukturalne różnią się rozmieszczeniem atomów w różnych częściach kompleksu. Stereoizomery różnią się rozmieszczeniem ligandów wokół atomu centralnego. Izomery strukturalne podzielono na 4 typy: jonowe, hydratacyjne, wiązaniowe i koordynacyjne. Stereoizomery obejmują izomery geometryczne i optyczne. Izomery jonowe mają wzory typu [MX]Y i [MY]X. Ligandy znajdujące się w sferze

3 koordynacyjnej jednego kompleksu, w drugim kompleksie występują poza sferą koordynacyjną. Przykładem izomerii jonowej są związki [CoBr(NH 3 ) 5 ]SO 4 i [CoSO 4 (NH 3 ) 5 ]Br. Jon Br jest ligandem kobaltu w pierwszym związku, a w drugim związku anionem. Roztwór wodny pierwszego kompleksu ma barwę fioletową, a drugiego czerwoną. Odmienne są również właściwości chemiczne obu izomerów. Po dodaniu jonów Ag + do roztworu zawierającego [CoSO 4 (NH 3 ) 5 ]Br wytrąca się biały osad AgBr, zgodnie z reakcją: [CoSO 4 (NH 3 ) 5 ]Br + Ag + AgBr + [CoSO 4 (NH 3 ) 5 ] + Po dodaniu jonów Ag + do roztworu [CoBr(NH 3 ) 5 ]SO 4 osad nie strąca się, ponieważ jon Br związany jest w sferze koordynacyjnej jonu centralnego. Jon SO 4 2- znajduje się poza sferą koordynacyjną i można go strącić przy pomocy jonów Ba 2+ [CoBr(NH 3 ) 5 ]SO 4 + Ba 2+ BaSO 4 + [CoBr(NH 3 ) 5 ] 2+ Izomery hydratacyjne mają wzory typu [MX] H 2 O i [M(H 2 O)]X. W pierwszym związku X jest ligandem, a H 2 O woda hydratacyjną. W drugim związku cząsteczka wody jest ligandem, a X znajduje się poza sferą koordynacyjną. Przykładem może być heksahydrat chlorku chromu(iii), CrCl 3 6H 2 O, który może występować w postaci 3 izomerów: [Cr(H 2 O) 6 ]Cl 3 o barwie fioletowej, [CrCl(H 2 O) 5 ]Cl 2 H 2 O o barwie niebieskozielonej, [CrCl 2 (H 2 O) 4 ]Cl 2H 2 O o barwie zielonej. Dodanie jonów Ag + do roztworu każdego z wymienionych związków powoduje strącenie różnych ilości osadu AgCl, ponieważ tylko jony chlorkowe znajdujące się poza sferą koordynacyjną reagują z jonami srebra. Izomery wiązaniowe maja wzory typu [M (X Y)] i [M (Y X)]. Izomery te różnią się rodzajem atomu, za pomocą którego dany ligand wiąże się z jonem metalu. Izomerię wiązaniową wykazują następujące ligandy: SCN (NSC ), NO 2 (ONO ), CN (NC ). Przykładem izomerii wiązaniowej są kompleksy kobaltu: [CoCl(NO 2 )(NH 3 ) 4 ] + o barwie żółtej oraz [CoCl(ONO)(NH 3 ) 4 ] + o barwie czerwonej. Izomery koordynacyjne mają wzory typu [MX][M Y] i [MY][M X], gdzie M i M oznaczają różne metale. Izomeria koordynacyjna występuje w przypadku wymiany jednego lub większej liczby ligandów między sferami dwóch jonów kompleksowych tworzących związek koordynacyjny. Jako przykład można wymienić kompleksy [Cr(NH 3 ) 6 ][Fe(CN) 6 ] i [Fe(NH 3 ) 6 ][Cr(CN) 6 ]. Izomery geometryczne różnią się przestrzennym rozmieszczeniem ligandów sferze koordynacyjnej. Jako przykład można wymienić kompleksy platyny: cis-[ptcl 2 (NH 3 ) 2 ] i trans- [PtCl 2 (NH 3 ) 2 ]. Kompleks cis- ma barwę jasnopomarańczowożółtą, jego rozpuszczalność w wodzie wynosi 0,252g/100g i jest stosowany w chemioterapii chorób nowotworowych. Kompleks trans- jest ciemnożółty, jego rozpuszczalność w wodzie jest znacznie niższa, 0,037g/100g, i nie wykazuje żadnej aktywności przeciwnowotworowej. Izomery optyczne mają tak rozmieszczone ligandy, że dwa izomery stanowią nie pokrywające się odbicia zwierciadlane. Równowagi kompleksowania Reakcję tworzenia związku kompleksowego M + nl ML n opisuje stała równowagi nazywana sumaryczną stałą trwałości lub stałą tworzenia kompleksu, która wyrażona jest wzorem

4 Znajomość stałych trwałości kompleksów pozwala przewidywać reakcje wymiany ligandów. Ligandy tworzące trwalsze kompleksy wypierają ze sfery koordynacyjnej metalu ligandy słabiej związane. Przykładem jest wypieranie NH 3 z kompleksu [Ag(NH 3 ) 2 ]+ przez jony CN [Ag(NH 3 ) 2 ]+ + 2CN [Ag(CN) 2 ] + 2 NH 3 ponieważ dla kompleksu z amoniakiem log β = 7,4, a dla kompleksu z CN log β = 20,5. Wprowadzenie jonów Hg 2+ do roztworu zawierającego kompleks [CdCl 4 ] 2- (log β = 0,9) powoduje utworzenie bardziej trwałego kompleksu z jonem rtęci (log β = 15,1) [CdCl 4 ] + Hg 2+ [HgCl 4 ] 2- + Cd 2+ Kompleksy o dużych wartościach stałej trwałości są bardzo trwałe i nie ulegają dysocjacji nawet w bardzo rozcieńczonych roztworach. Kompleksy charakteryzujące się małymi wartościami stałych trwałości ulegają dysocjacji w miarę rozcieńczania roztworu. Część doświadczalna Cel ćwiczenia Badanie właściwości wybranych kompleksów metali przejściowych. Ilościowe oznaczanie jonów metali w roztworze przy pomocy miareczkowania kompleksometrycznego. Zagadnienia do przygotowania Struktura i nazewnictwo związków kompleksowych. Liczba koordynacyjna, kształty przestrzenne kompleksów. Izomeria związków kompleksowych. Stałe trwałości. Reakcje wymiany ligandów i jonu centralnego w kompleksach. Miareczkowanie kompleksometryczne roztworem EDTA. Odczynniki Roztwory wodne zawierające jony: Al 3+, Cu 2+, Co 2+, Fe 2+, Fe 3+, Mg 2+, Ni 2+, Zn 2+ (akwakompleksy). Czynniki kompleksujące (roztwory wodne): NaCl, KSCN, NH 3, Na 2 C 2 O 4, EDTA (kwas etylenodiaminotetraoctowy). Wykonanie ćwiczenia Dla wybranych 5 jonów przeprowadzić reakcje kompleksowania wybierając odpowiedni czynnik kompleksujący na podstawie tablic z wartościami log β.

5 Napisać reakcje tworzenia kompleksów oraz nazwy powstałych związków kompleksowych. Dla dwóch wybranych kompleksów przeprowadzić reakcje wymiany ligandów i jonu centralnego korzystając z tablicowych wartości log β. Metodą miareczkowania kompleksometrycznego oznaczyć zawartości magnezu w próbce. Miareczkowanie należy wykonać w roztworze buforowym o ph 10, wobec czerni eriochromowej T jako wskaźnika. Badany roztwór miareczkować za pomocą 0,01 M roztworu EDTA do zmiany zabarwienia z różowofiołkowego na niebieskie. Oznaczaną zawartość magnezu (w gramach) obliczyć ze wzoru: gdzie v oznacza objętość roztworu EDTA zużytą w miareczkowaniu (w dm 3 ), roztworu EDTA (mol/dm 3 ), masę molową magnezu (24,32 g/mol). Napisać reakcję tworzenia kompleksu EDTA z magnezem stężenie Literatura 1. J. Minczewski, Z. Marczenko, Chemia analityczna, Wydawnictwo Naukowe PWN 2. L. Jones, P. Atkins, Chemia ogólna, Wydawnictwo Naukowe PWN

Podobne dokumenty

ZWIĄZKI KOMPLEKSOWE. dr Henryk Myszka - Uniwersytet Gdański - Wydział Chemii

ZWIĄZKI KOMPLEKSOWE. dr Henryk Myszka - Uniwersytet Gdański - Wydział Chemii ZWIĄZKI KOMPLEKSOWE SOLE PODWÓJNE Sole podwójne - to sole zawierające więcej niż jeden rodzaj kationów lub więcej niż jeden rodzaj anionów. Należą do nich m. in. ałuny, np. siarczan amonowo-żelazowy(ii),