Тетраминокупросульфат и Соль Мора

                                           Содержание 

Введение…………………………………………………………………………..3 

1. Комплексные соединения…………………………………………………....4
2. Общие принципы строения………………………………………………….4
3. Комплексобразование………………………………………………………..6
4. Номенклатура комплексных соединений…………………………………..8
5. Изомерия……………………………………………………………………...9
6. Аммиак как лиганд………………………………………………………….11
7. Практическая часть. Сульфат тетрамминомеди (II)………………………12

2.1 Двойные  соли………………………………………………………………..14

2.2 Железо  и его соединения…………………………………………………...16

      Происхождение названия..........................................................................17

      Химические  свойства.................................................................................17

      Применение.................................................................................................20

            2.3 Практическая часть.  Соль Мора....................................................................21 

            Выводы…………………………………………………………………………...23 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

   Введение 

      Комплексные соединения — самый большой и многочисленный класс неорганических соединений, но их изучение началось только в конце XIX – начале XX века. 

      Образование комплексных соединений не может  быть объяснено с точки зрения обычного учения о валентности. Их состав совершенно не согласуется с теми числами валентности, которые используются при составлении формул более простых «бинарных» соединений, то есть соединений, состоящих только из двух элементов. Поэтому успешное изучение комплексных соединений стало возможным лишь после того, как в химию были введены некоторые новые представления о валентной связи. Эти представления легли в основу теории комплексных соединений, предложенной в 1893 г. профессором Цюрихского университета Альфредом Вернером (1866-1919) и получившей название координационной теории.

      В своей теории Вернер разделил все  неорганические вещества на так называемые соединения первого и высшего  порядка. К соединениям первого порядка он отнес главным образом достаточно простые по своей структуре вещества, такие как H₂O, NaCl, PCl₃ и другие. Соединениями высшего порядка ученый предложил считать продукты взаимодействия между собой соединений первого порядка — кристаллогидраты, аммиакаты, полисульфиды, двойные соли, а также комплексные соединения. 

     В этой работе будет подробно рассмотрено получение в лабораторных условиях двух соединений: сульфата тетрамминомеди (II) и соли Мора. Эти два вещества являются, по сути, типичными представителями первое -  комплексных солей, второе – двойных, по этому по ним можно судить об этих классах в целом.  
 

     1.1 Комплексные соединения 

     Комплексные соединения — молекулярные соединения определенного состава, образование которых из более простых молекул не связано с возникновением новых электронных пар. В большинстве случаев комплексные соединения образуются при взаимодействии веществ в водных растворах. Но иногда образование комплексных соединений может происходить и в других условиях. Например, безводный хлорид кальция непосредственно соединяется с аммиаком, превращаясь в комплексную соль [Ca (NH₃)₈] Cl₂.

     Чаще  всего образование комплексных  соединений происходит около свободных  ионов. Например, при взаимодействии ионов с молекулами воды под действием  создаваемого ионом электрического поля молекулы воды определенным образом  ориентируются и затем притягиваются к иону противоположно заряженным концом диполя. За счет такого притяжения в растворе образуется гидратированный ион и раствор все более концентрируется. На определенной стадии из него станут выделяться кристаллы растворенного вещества, заключающие в своем составе гидратированный ион. Если при этом молекулы воды, непосредственно окружающие его в растворе, связаны с ним непрочно, то вода не войдет в состав кристалла, а если связь иона с молекулами воды достаточно прочна, то в состав кристалла он войдет с некоторым числом молекул "кристаллизационной" воды. В результате получится кристаллогидрат данного вещества, представляющий собой комплексное соединение. 

     1.2 Общие принципы  строения 

      Согласно координационной  теории, в молекуле любого комплексного соединения один из ионов, обычно положительно заряженный, занимает центральное место и называется комплексообразователем. Вокруг него в непосредственной близости расположено или, как говорят, координировано некоторое число противоположно заряженных ионов или электронейтральных молекул, называемых лигандами и образующих внутреннюю координационную сферу соединения. Остальные ионы, не разместившиеся во внутренней сфере, находятся на более далеком расстоянии от центрального иона, составляя внешнюю координационную сферу.

     Например, в комплексной соли K₂[PtCl₆], схематическое строение которой показано на рисунке, комплексообразователем является ион четырехвалентной платины, лигандами – ионы хлора, а во внешней координационной сфере находятся ионы калия.

     Чтобы отметить различие между внутренней и внешней сферами в формулах комплексных соединений, лиганды вместе с комплексообразователем заключают в квадратные скобки.

     Комплексные соединения разделяют на две группы: однородные и неоднородные. К однородным относятся комплексные соединения, во внутренней сфере которых находятся только одинаковые лиганды, а к более многочисленной группе неоднородных — соединения, во внутренней сфере которых находится лиганды двух или более видов.

     Образование неоднородных комплексов чаще всего происходит при замещении нескольких нейтральных молекул во внутренней сфере комплексного иона заряженными частицами. Например, при замещении трех молекул аммиака в комплексном ионе [Pt(NH₃)₆]⁴⁺ ионами хлора образуется неоднородный комплексный ион [Pt(NH₃)₃Cl₃]⁺.  

     Общее число нейтральных молекул и  ионов, связанных с центральным ионом в комплекс, называется координационным числом комплексообразователя. Например, в приведенной выше соли K₂[PtCl₆] координационное число комплексообразователя, то есть иона четырехвалентной платины, равно шести. Координационное число играет в химии комплексных соединений не менее важную роль, чем число единиц валентности атома, и является таким же основным его свойством, как и валентность.

       Величина координационного числа определяется главным образом размеров, зарядом и строением электронной оболочки комплексообразователя. Наиболее часто встречается координационное число шесть, например: у железа, хрома, цинка, никеля, кобальта, четырехвалентной платины. Координационное число четыре свойственно двухвалентной меди, трехвалентному золоту, двухвалентной ртути, кадмию. Иногда встречаются и другие координационные числа, но значительно реже (например, два для серебра и одновалентной меди).

     Подобно тому как валентность элемента далеко не всегда проявляется полностью в его соединениях, так и координационное число комплексообразователя иногда может оказаться меньше обычного. Такие соединения, в которых характерное для данного иона максимальное координационное число не достигается, называются координационно-ненасыщенными. Среди типичных комплексных соединений они встречаются сравнительно редко.

     Заряд комплексного иона равняется алгебраической сумме зарядов составляющих его простых ионов. Входящие в состав комплекса электронейтральные молекулы не оказывают никакого влияния на величину заряда. Если вся внутренняя координационная сфера образована только нейтральными молекулами, то заряд комплексного иона равен заряду комплексообразователя.

     О заряде комплексного иона можно также  судить по зарядам ионов, находящихся во внешней координационной сфере. Например, в соединении K₄[Fe(CN)₆] заряд комплексного иона [Fe(CN)₆] равен минус четырем, так как во внешней сфере находятся четыре положительных однозначных иона калия, а молекула в целом электронейтральна. Отсюда в свою очередь легко определить заряд комплексообразователя, зная заряды остальных содержащихся в комплексе ионов.

     Согласно  современной химической номенклатуре при названии комплексного иона сначала  называется координационное число  комплексообразователя, затем лиганды, затем комплексообразователь. Например, комплексное соединение K₄[Fe(CN)₆] называют гексацианоферрат калия, а соединение [Cr(H₂O)₆]Cl₃ — хлоридом гексагидрохрома.

     При гидролизе комплексные соединения, как и большинство «бинарных» соединений, диссоциируют на катион и анион, но некоторые комплексные соединения с малостойкой внутренней сферой, например двойные соли, диссоциируют с образованием частиц всех входящих в их состав элементов. Большинство комплексных соединений диссоциирует на комплексный катион и анион или на комплексный анион и катион. Например, гексацианоферрат калия K₄[Fe(CN)₆] диссоциирует с образованием четырех катионов калия и гексацианоферрат-аниона.

     1.3 Комплексообразование 

     Существует два основных подхода к теории образования комплексных соединений. С позиций электростатического подхода, ведущего свое начало от немецкого ученого Косселя, образование комплексного соединения происходит за счет кулоновского притяжения частиц и их взаимной поляризации. Например, при взаимодействии аммиака с HCl ион водорода одновременно притягивается и ионом хлора и азотом аммиака. Так как притяжение азотом выражено более сильно, образуется соль аммония с катионом NH₄⁺ и анионом Cl ^—, на которые она и распадается в растворе.

     Недостаточность только такого представления для  объяснения образования NH₄Cl вытекает из того, что азот аммиака имеет меньший эффективный отрицательный заряд, чем ион хлора, и деформируемость молекулы NH₃ меньше, чем этого иона. Следовательно, протон должен был бы прочнее связываться с Cl^—, чем с азотом аммиака.

     Другой  подход к теории комплексообразования был намечен американским химиком  Льюисом, и особенно развит Сиджвиком. В основе этого подхода лежит  допущение возможности существования  донорно-акцепторной или координативной связи. По этим представлениям, обладающие свободными электронными парами атомы имеют тенденцию использовать их для связи с другими частицами. Вместе с тем не обладающие законченной электронной конфигурацией атомы имеют тенденцию пополнять свой внешний электронный уровень за счет использования чужих электронных пар. Атомы первого типа носят названия доноров, второго — акцепторов. Если эти тенденции выражены достаточно сильно, то между атомами возникает связь за счет электронной пары донора. Например, образование иона NH₄⁺ происходит за счет свободной электронной пары атома N и имеет место потому, что азот аммиака является лучшим донором, чем ион хлора.

     Рассмотрим, например, как происходит образование  типичной комплексной соли K₂[PtCl]₆, являющейся продуктом соединения хлорида платины PtCl₄ с хлоридом калия, с точки зрения электростатической теории.

     При взаимодействии платины с хлором каждый атом платины отдает четыре электрона атомам хлора, превращаясь  в ион четырехвалентной платины. Образовавшиеся ионы связываются с получающимися одновременно с ними ионами хлора, образуя соль PtCl₄. 

     Но  присутствие четырех ионов хлора  отнюдь не лишает ион платины способности  действовать на другие ионы хлора. Поэтому, если последние оказываются поблизости, ион платины сейчас же начинает их притягивать. Однако каждый приближающийся к иону платины ион хлора испытывает в тоже время отталкивание со стороны уже связанных с платиной четырех ионов хлора. Если сила притяжения со стороны иона платины больше силы отталкивания, происходит присоединения новых ионов хлора. По мере их присоединения отталкивающая сила растет, и в тот момент, когда она превысит силу притяжения, присоединения новых ионов прекратится. В данном случае этот момент наступает, когда с ионом платины свяжутся шесть ионов хлора. Образовавшаяся группа из одного иона платины и шести ионов хлора содержит два избыточных отрицательных заряда и представляет собой комплексный ион [PtCl₆]^2—. После присоединения к нему двух положительных ионов калия, попадающих уже во внешнюю сферу, получается комплексная соль K₂[PtCl]₆.

     Так же объясняется и присоединение  к комплексообразователю нейтральных  молекул. Обычно в образовании комплексных  ионов участвуют молекулы, являющиеся ясно выраженными диполями. Под действием электрического поля комплексообразователя диполи определенным образом ориентируются по отношению к нему и затем притягиваются противоположно заряженными полюсами, образуя комплексный ион; поскольку взаимное отталкивание полярных молекул гораздо слабее, чем взаимное отталкивание ионов, то стойкость таких комплексов часто оказывается очень высокой.

     Таким образом, согласно электростатической теории, образование комплексных ионов и комплексных соединений обусловливается действием тех же электростатических сил, за счет которых происходит образование более простых бинарных соединений. Различны только механизмы этих процессов. При образовании простых бинарных соединений связь образуется в результате перехода электронов от одних атомов к другим, после чего образовавшиеся ионы связываются благодаря взаимному притяжению разноименных зарядов. В образовании же комплексных соединений участвуют уже готовые ионы или полярные молекулы, то есть перехода электронов здесь не происходит.

     Другую  теорию образования комплексных  соединений можно рассмотреть на примере образования катиона аммония. Азот в молекуле аммиака обладает свободной парой электронов и при появлении катиона водорода он отдает эту пару ему. В результате за счет появления донорно-акцепторной связи образуется катион аммония. Донором здесь является азот молекулы аммиака, а акцептором — катион водорода.

     Таким образом, донорно-акцепторная связь  в комплексном ионе отличается от обычной ковалентной лишь происхождением общей пары электронов. В то время как при обыкновенной ковалентной связи каждый из соединяющихся атомов предоставляет для пары по одному электрону, при образовании комплексных соединений связь осуществляется за счет пары электронов, ранее принадлежащей только одному из соединяющихся атомов.

     Оба подхода к теории комплексообразования не исключают, а взаимно дополняют друг друга. При комплексообразовании сближающиеся частицы первоначально взаимодействуют только за счет электростатических сил. Если частицы могут друг к другу на расстояние, примерно равное сумме радиусов сближающихся атомов, то становится возможным образование ковалентных и донорно-акцепторных связей, прочность которых возрастает по мере дальнейшего сближения частиц. То есть в общем случае связь, за счет которой происходит комплексообразование, можно рассматривать как сочетание электростатической и донорно-акцепторной связей. И лишь тогда, когда значение какого-либо из этих видов взаимодействия настолько доминирует, что практически допустимо считаться только с ним, становится приближенно правильным один из основных подходов к теории комплексообразования.      
 

     1.4 Номенклатура комплексных  соединений 

     Основа  номенклатуры разработана Вернером. В соответствии с ней в комплексном  соединении вначале называют катион, а затем анион. Если соединение неэлектролитного типа, то его называют одним словом.

     Нейтральный лиганд называют так же, как и  молекулу, а к лигандам – анионам  добавляют в конце суффикс  – «О». Для координированной молекулы воды также на конце употребляют  суффикс – «О» (акво–). Для обозначения  числа одинаковых лигандов во внутренней сфере комплекса в качестве приставки перед названием лигандов используют греческие числительные ди-, три-, тетра-, пента-, гекса- и т.д. Приставку моно– не употребляют.

     Лиганды перечисляют в алфавитном порядке. Название лиганда рассматривают как единое целое. После названия лиганда следует наименование центрального атома с указанием степени окисления, которую обозначают римскими цифрами в круглых скобках. Слово аммин (с двумя «м») пишется применительно к аммиаку. Для всех других аминов употребляется только одно «м». Название комплексного иона пишется в одно слово.

     Например: [Co(NH3)₆]Сl₃ – гексамминокобальта (III) хлорид,

     [Co(NH₃)₅Н₂О] Cl ₃ – аквапентамминокобальта (III) хлорид,

     [Co(CH ₃NH2)₅Cl]Cl₂ – пентаметиламинохлорокобальта (III) хлорид,

     [Pt(NH)₃)₂Br₂] – диамминодибромоплатина

     Если  комплексный ион является анионом, то его латинское название имеет  окончание «ат»:

     (NН₄)₂ [РdС1₄] – аммоний тетрахлоропалладат (II)

     K[PtNH₃Br₅] – калий пентабромоамминоплатинат (IV)

     К₂[Co(CNS)₄] – калий тетрароданокобальтат (II)

     Если  внутрисферные лиганды сложные  и, особенно, если они уже включают в свое название приставки ди–, три–, то для обозначения их количества употребляют приставки бис–, трис–, тетракис–.

     Название  сложного лиганда обычно заключают в круглые скобки:

     [CoEn₂Cl₂]NО₃ – дихлоро–бис–(этилендиамин)кобальта (III) нитрат

     [Pt(PPh₃)₃Br]Br – бромо–трис–(трифенилфосфин) платины (II) бромид 

     1.5 Изомерия 

   Изомеры - вещества одинакового состава, но различного строения, а значит - с разными свойствами. Этот термин применяется только к молекулам или ионам. Если вещества одинакового состава отличаются строением кристаллов, а не молекул, как кварц и тридимит, рутил и анатаз, то они называются не изомерами, а полиморфными модификациями.  

   Важнейшие виды изомерии комплексов: 

   Сольватная (в частном случае - гидратная). Изомеры отличаются перестановкой молекул растворителя и ацидо-лигандов между внутренней и внешней сферой. В результате у них разная окраска, растворимость, электропроводность, химические свойства

   -первый изомер, [Cr(H₂O)₆]Cl₃ – хлорид гексааквахрома(III) – представляет собой кристаллы серо-сиреневого цвета, которые при растворении в воде образуют фиолетовый раствор.

   -второй  изомер – [Cr(H₂O)₅Cl]Cl₂ ^. H₂O, моногидрат хлорида хлоропентаквахрома(III), придает раствору голубовато-зеленый цвет

   Ионизационная. Изомеры отличаются перестановкой анионов между внутренней и внешней сферами. Различия в свойствах:

    [Cr(OH₂)₅Cl]SO₄ дает осадок с солью бария сразу, а с солью серебра - медленно, а [Cr(OH₂)₅ SO₄] Cl - наоборот.

   Координационная. Возможна при наличии двух и более комплексообразователей, с которыми связаны разные лиганды. Например, [Cr(NH₃)₆][Co(CN)₆]  и  [Co(NH₃)₆][Cr(CN)₆]. Нитрат серебра в первом случае осаждает из раствора комплекс кобальта: Ag₃[Co(CN)₆], а во втором - аналогичный комплекс хрома.

   Геометрическая (или цис-транс-изомерия). Возможна в октаэдрических и квадратных, но не в тетраэдрических комплексах, где два лиганда отличаются от остальных. Геометрические изомеры также отличаются цветом, растворимостью, реакционной способностью.

   < 
 
 
 
 
 
 
 

   Оптическая. Возникает там, где комплекс не совместим со своим зеркальным вещество. Зеркальные изомеры совпадают по большинству физических и химических свойств (цвету, растворимости, электропроводности, температуре плавления, отношению к большинству реагентов), но вращают плоскость поляризации света в противоположные стороны (т.е. оптически активны) и отличаются химическими свойствами по отношению к другим оптически активным изображением. Тогда его зеркальное отражение - другое веществам, например - биологическим молекулам белков, витаминов, сахаров и др. Оптическая изомерия невозможна у квадратных комплексов, т.к. плоскость квадрата - это плоскость симметрии. У тетраэдрических она возможна только там, где все 4 лиганда разные.

Структурная изомерия. Структурными называют такие координационные изомеры, в которых происходит изменение симметрии (стереохимии) координационной сферы. Так, у бис (N-метилсалицилиденамината) никеля (II) наблюдается равновесие между плоским и псевдотетраэдрическим строением.

Частным случаем структурной изомерии, связанной  с изменением спинового состояния  центрального атома, является так называемая спиновая изомерия, при которой под  воздействием внешних факторов (температуры, давления) происходит смена спинового состояния, приводящая к уменьшению межатомного расстояния центральный ион – донорный атом при переходе из высокоспинового в низкоспиновое состояние. 
 
 
 
 

     1.6   Аммиак как лиганд 

     Аммины, или амминокомплексы, или аммиакаты, или аммиачные комплексы металлов - координационные соединения металлов, содержащие молекулы координированного аммиака. Молекулу аммиака, выступающую в роли монодентатного лиганда, называют аммин.

       Аммины могут быть комплексами  катионного типа, например [Ag(NH₃)₂]NO₃ , [Pt(NH₃)₄]Cl₂; часто к амминам относят также комплексы, содержащие, кроме аммиака, другие лиганды, например [PtCl2(NH3)₂]. Широко используются в химическом анализе.

     Аминокомплексы - координационные соединения металлов с нейтральными лигандами. Обычно это  комплексы катионного типа, например: [PtPy₄]Cl₂ , где Py - молекула пиридина; [PtEn₂]Cl₂ , где En - молекула этилендиамина, и др.

модель                                                                Строение молекулы аммиака

тетрааминодиаквамеди(II),        

[Cu(NH₃)₄(H₂O)₂]²⁺ 

     Комплексы  с N–донорными  лигандами:  аммиаком,  этилендиамином,

     диэтилентриамином  и  триэтилентетрамином  часто используются вместо  аквокомплексов  переходных  металлов.

     Эти  лиганды  образуют  с  катионами  переходных металлов более прочные комплексы (по сравнению с акво-комплексами) и способны,  таким образом, «блокировать» координационные места металла.  Выбор лигандов был основан на их различной координационной способности: в то время как аммиак – простейший  представитель N-донорных  лигандов –  выступает  как монодентатный  лиганд,  этилендиамин,  диэтилентриамин  и  триэтилентетрамин являются  типичными  хелатирующими  лигандами.  Способы  координации  последних вокруг  металлического  центра  разнообразны. Они  могут  координироваться  к  одному атому металла (когда все атомы азота входят в координационную сферу одного и того же  металла),  а  также  могут  выступать  в  виде  мостиков  между  несколькими  атомами металла;  в  некоторых  случаях  часть  атомов  азота  может  быть  свободна  от координации. 
 
 
 
 

1.7 Практическая часть.  Сульфат тетрамминомеди (II) 
 

     1.В  ступке измельчаем в порошок  медный купорос (CuSO₄ x 5H₂O, кристаллы голубого цвета) и взвешиваем 10г (т.к. весы имеют некую погрешность при измерении, это в последствие скажется на выходе продукта).

     2. 15 мл концентрированного раствора NH₄OH (прозрачная жидкость с едким аммиачным запахом) разбавляем 10мл воды. Растворяем отмеренные 10г купороса в полученном растворе. И добавляем 15-20 мл ацетона. Раствор приобретает густо фиолетовую окраску. Причем химический стакан, в котором мы проводили растворение, довольно сильно нагрелся, значит, процесс является экзотермическим.

     3. Смесь охлаждаем в кристаллизаторе  со снегом, это способствует более  обильному выпадению кристаллов искомого вещества. Когда раствор полностью остынет, и на дне образуется темно-синий кристаллический осадок, отсасываем лишнюю воду на воронке Бюхнера (рис. 1 и 2)

     Рис.1       Рис.2

     4. Промываем кристаллы смесью аммиака и ацетона, а затем спиртом (ни в коем случае нельзя промывать водой, т.к. наше вещество хорошо растворимо в воде и оно пройдет сквозь фильтр на воронке, и весь процесс придется повторять заново).

     5. Кристаллы отжимаем между двумя фильтровальными бумажками и оставляем сушится на батарее (t ≈ 50⁰ C).

     6. В итоге мы получили хорошо растворимый в воде сине-фиолетовый   с аммиачным запахом порошок [Cu (NH₃)₄]SO₄. На воздухе устойчив, при температуре выше 120⁰ C разлагается.

     7. Взвешиваем наш продукт.

     Мы  получили 8.9 г

     8.Найдем  выход продукта: 

            x

     CuSO₄ + 4NH₃ => [Cu(NH₃)₄]SO₄ 

     CuSO₄ * 5H₂O:

     В 250г кристаллогидрата – 160г чистого  сульфата

     Сл-но в 10г – Х г, решаем пропорцию:

     250 – 160

     10 – х,

     х=6.4 г 

     Найдем  количество вещества  сульфата меди: