Podstawy Chemii Nieorganicznej
Ćwiczenia laboratoryjne
kod kursu:
CHC012001 l
ZWIĄZKI KOMPLEKSOWE
Opracowanie: Ewa Matczak-Jon
WPROWADZENIE
Związki złożone z atomu centralnego, zazwyczaj atomu metalu, i połączonych z nim innych
atomów lub grup atomów (ligandów) nazywamy związkami koordynacyjnymi, związkami komplek-
sowymi lub kompleksami
. Związki koordynacyjne mogą występować jako jony kompleksowe
ujemne, jak [Fe(NCS)
6
]
3-
, [CoCl
6
]
3-
,
jony dodatnie jak [Ni(H
2
O)
6
]
2+
[Ag(NH
3
)
2
]
+
, a także jako obojęt-
ne kompleksy, np. [PtCl
2
(NH
3
)
2
]. Bez względu na to czy kompleks jest jonem czy cząsteczką obo-
jętną, jednostkę koordynacyjną składającą się z atomu centralnego i ligandów przy zapisie należy
wyodrębnić przez umieszczenie jej w nawiasie kwadratowym. Sumaryczny ładunek jednostki ko-
ordynacyjnej (kompleksu) jest równy sumie ładunków atomu centralnego i ligandów tworzących
kompleks.
Atom centralny jest tym atomem w kompleksie, który zajmując pozycję centralną wiąże in-
ne atomy lub grupy atomów. Atomami centralnymi w [Fe(NCS)
6
]
3-
, [CoCl
6
]
3-
,
[Ni(H
2
O)
6
]
2+
,
[Ag(NH
3
)
2
]
+
, [PtCl
2
(NH
3
)
2
] są więc odpowiednio atomy: żelaza, kobaltu, niklu, srebra i platyny.
Wiązanie pomiędzy atomem centralnym a ligandem nazywamy wiązaniem koordynacyjnym.
Utworzenie wiązania koordynacyjnego jest możliwe gdy ligand rozporządza wolnymi parami elek-
tronowymi, a atom centralny pustymi orbitalami atomowymi, które mogą te pary przyjąć. Z punktu
widzenia teorii kwasów i zasad Lewisa ligand (donor pary lub par elektronowych) jest zasadą.
Atom centralny (akceptor par elektronowych) jest kwasem. I tak np. w jonie kompleksowym
[Fe(NCS)
6
]
3-
jon Fe
3+
jest kwasem Lewisa, natomiast każdy ligand (jon NCS
-
) jest zasadą Lewisa.
Wiązanie koordynacyjne jest silniejsze od jonowego ale słabsze od kowalencyjnego.
Ligandami mogą być zarówno cząsteczki obojętne (NH
3
, H
2
O, CO, en) jak i aniony (Cl
-
, F
-
Br
-
, CN
-
, SCN
-
, ox
2-
, acac
-
) dostarczając jednego, dwu lub więcej atomów donorowych do utwo-
rzenia wiązania koordynacyjnego. Ligandy dostarczające jednego atomu donorowego nazywamy
jednokleszczowymi
. W przypadku gdy ligand koordynuje do atomu centralnego używając równo-
cześnie dwu lub więcej atomów donorowych mówimy o ligandach chelatowych lub kleszczowych,
a proces koordynacji nazywamy chelatowaniem.
*
2
Przykłady ligandów chelatowych
nazwa
wzór
(*)
oznaczenie
etylenodiamina
en
jon szczawianowy
(C
2
O
4
)
2-
ox
jon acetyloacetonianowy
acac
jon kwasu etylenodiaminate-
traoctowego
N
N
COO
COO
OOC
OOC
:
:
:
:
:
:
4-
EDTA
(*)
pary elektronowe tworzące wiązania koordynacyjne wskazano za pomocą dwukropka umieszczonego we wzorach
strukturalnych ligandów
Liczbę atomów donorowych połączonych bezpośrednio z atomem centralnym nazywamy
liczbą koordynacji lub liczbą koordynacyjną (L.K). Kompleksy o liczbie koordynacji 6 są najczę-
ściej spotykanymi kompleksami jonów metali grup przejściowych. Liczba koordynacji 4 jest rów-
nież często spotykana, szczególnie w kompleksach jonów metali przejściowych o dużej liczbie
elektronów na orbitalach typu d. Związki o L.K = 4 spotyka się też w kompleksach kationów grup
głównych np. [AlF
4
]
-
,
[BF
4
]
-
.
Liczba koordynacji 2 spotykana jest gdy jonami centralnymi są Ag
+
czy
Au
+
,
np. [Ag(NH
3
)
2
]
+
, [Ag(CN)
2
]
-
, [Au(CN)
2
]
-
.
Związki kompleksowe o większych liczbach koordyna-
cji (7, 8, 9) spotykane są rzadziej, wtedy gdy atomy centralne wykazują duże rozmiary.
Typowe geometrie koordynacyjne oraz przykłady kompleksów jedno-i dwukleszczowych
H
2
N
NH
2
..
..
COO
COO
..
..
2-
H
3
C
CH
3
O
O
H
..
..
-
*
3
Ogólnie przyjmuje się, że atomy liganda związane bezpośrednio z atomem centralnym
określają wielościan koordynacyjny wokół tego atomu. Tak więc jony [Fe(NCS)
6
]
3-
i [Ni(en)
3
]
2+
są
jonami oktaedrycznymi, jon [Co(NCS)
4
]
2-
jest jonem tetraedrycznym, [PtCl
4
]
2-
jest jonem płaskim
kwadratowym a jon [HgI
3
]
-
ma otoczenie trygonalne.
Nomenklatura związków kompleksowych
(a)
Przy zapisie wzorów chemicznych związków kompleksowych atom centralny wymienia się jako
pierwszy. Ligandy zapisuje się w kolejności: ligandy anionowe ułożone w porządku alfabetycz-
nym, ligandy obojętne w porządku alfabetycznym. Wzór całego kompleksu zamyka się w kwa-
dratowych klamrach. Jeśli ligandy są wieloatomowe ich wzory zamyka się w nawiasach okrą-
głych. Istnieje zwyczaj przedstawiania wzoru liganda tak, aby jego atom donorowy był najbliżej
atomu centralnego, np. w przypadku jonu tiocyjanianowego: SCN
-
,
który może koordynować
jako jon :SCN
-
i :NCS
-
odpowiednio: [Fe(NCS)
6
]
3-
i [Hg(SCN)
4
]
2-
.
Jeśli podaje się wzór jonu
kompleksowego bez towarzyszącego mu przeciw-jonu, ładunek jonu pisze się na zewnątrz
klamry kwadratowej jako prawy górny wskaźnik, np. [Cr(H
2
O)
6
]
3+
. Można wskazać stopień
utlenienia atomu centralnego za pomocą cyfry rzymskiej umieszczonej jako prawy górny
wskaźnik przy symbolu pierwiastka, np. [Cr
III
Cl
3
(H
2
O)
3
]. Wzór zapisujemy bez odstępów po-
między symbolami lub wzorami poszczególnych jonów.
(b)
Podając nazwę kompleksu ligandy wymieniamy w porządku alfabetycznym przed nazwą ato-
mu centralnego bez względu na ładunek liganda. Do wskazania liczby ligandów w otoczeniu
atomu centralnego stosuje się proste przedrostki: di-, tri-, tetra-, penta-, heksa-, np.
[FeF(H
2
O)
5
]
2+
: jon pentaakwafluorożelaza(III), [Ni(H
2
O)
2
(NH
3
)
4
]
2+
, jon diakwatetraaminani-
klu(II), [PdCl
4
]
2-
: tetrachloropalladan(II). Stopień utlenienia atomu centralnego wskazuje się
przez dołączenie do nazwy atomu centralnego liczby utlenienia pisanej cyframi rzymskimi.
Liczbę tą umieszcza się w nawiasie okrągłym. Przedrostki bis-, tris-, tetrakis stosuje się przy
wyrażeniach złożonych lub jako przedrostki zwielokratniające. Wtedy nazwę, która ma być
mnożona umieszcza się w nawiasie, np. [PtCl
2
(NH
2
CH
3
)
2
]: dichlorobis(metyloamina)platyna(II).
Nie zostawia się odstępów pomiędzy liczbą utlenienia a resztą nazwy.
(c)
Nazywając kompleksy anionowe do nazwy atomu centralnego dodajemy końcówkę –an, np.
[Fe(CN)
6
]
4-
: heksacyjanożelazian(II); [PtCl
4
]
2-
: tetrachloroplatynian(II).
W kompleksach kationowych podaje się niezmienioną nazwę jonu centralnego, np.
[Cu(H
2
O]
6
2+
: jon heksaakwamiedzi(II), [Cr(H
2
O)
6
]
3+
:
jon heksaakwachromu(III).
W kompleksach obojętnych nazwa kationu nie odmienia się, np. [PtCl
2
(NH
3
)
2
]: diaminadichlo-
roplatyna(II), [Fe(NCS)
3
(H
2
O)
3
]: triakwatritiocyjanianożelazo(III).
(d)
Nazwy ligandów anionowych w kompleksach kończą się na –o. Nazwy ligandów obojętnych
lub kationowych stosuje się bez zmiany i umieszcza w nawiasach. Wyjątek stanowią akwa,
Fe
SCN
SCN
NCS
NCS
NCS
NCS
NCS
Co
SCN
NCS
NCS
[Fe(NCS)
6
]
3-
[Co(NCS)
4
]
2-
Ni
H
2
N
H
2
N
NH
2
NH
2
H
2
N
H
2
N
[Ni(en)
3
]
2+
Pt
Cl
Cl
Cl
Cl
[PtCl
4
]
2-
I
Hg
I
I
[HgI
3
]
-
*
4
amina, karbonyl i nityrozyl.
Nazwy niektórych ligandów nieorganicznych
OH
-
hydrokso
Cl
-
chloro
O
2-
okso (oksydo)
C
2
O
4
2-
szczawiano
S
2-
tio (sufido)
H
2
O
akwa
CN
-
cyjano
NH
3
amina
NCS
-
tiocyjaniano
CO
karbonyl
Przykłady wzorów i nazw niektórych kompleksów
Równowagi związków kompleksowych w roztworach wodnych
W wodzie jony metali występują wyłącznie w postaci uwodnionej jako akwakationy (M
n+
(aq)
).
Liczba związanych cząsteczek wody determinowana jest przez liczbę koordynacji typową dla da-
nego kationu. Tworzenie się jonów kompleksowych w roztworze jest stopniową wymianą cząste-
czek H
2
O z otoczenia koordynacyjnego atomu centralnego na inne ligandy. Ustala się przy tym
szereg równowag zależnych od stężenia wprowadzanego liganda.
Gdy do roztworu [Cu(H
2
O)
6
]
2+
dodajemy stężony amoniak podstawienie cząsteczek amonia-
ku odbywa się przez stopniową eliminację cząsteczek wody z akwakompleksu:
[Cu(H
2
O)
6
]
2+
+ NH
3
[Cu(H
2
O)
5
(NH
3
)]
2+
+ H
2
O
(1)
[Cu(H
2
O)
5
(NH
3
)]
2+
+ NH
3
[Cu(H
2
O)
4
(NH
3
)
2
]
2+
+ H
2
O
(2)
[Cu(H
2
O)
4
(NH
3
)
2
]
2+
+ NH
3
[Cu(H
2
O)
3
(NH
3
)
3
]
2+
+ H
2
O
(3)
wzór
nazwa
[Co(NH
3
)
6
]
2+
jon heksaaminakobaltu(II)
[Co(NH
3
)
6
]Cl
3
chlorek heksaaminakobaltu(III)
[CoCl(NH
3
)
5
]
+
jon pentaaminachlorokobaltu(II)
[Co(H
2
O)
2
(NH
3
)
4
]
2+
jon diakwatetraaminakobaltu(II)
[CoCl
4
]
2-
tetrachlorokobaltan(II)
[K
4
(Fe(CN)
6
]
heksacyjano
żelazian(II) potasu
[Cr(NCS)
4
(NH
3
)
2
]
-
diaminatetratiocyjanianochromian(III)
K
2
[Co(NCS)
4
]
tetratiocyjanianokobaltan(II) potasu
[Hg(SCN)
4
]
2-
tetratiocyjanianortęcian(II)
[CrCl
3
(H
2
O)
3
]
triakwatrichlorochrom(III)
K
2
[PdCl
4
]
tetrachloropalladan(II) potasu
Ni(en)
3
2+
jon tris(etylenodiamina)niklu(II)
*
5
[Cu(H
2
O)
3
(NH
3
)
3
]
2+
+ NH
3
[Cu(H
2
O)
2
(NH
3
)
4
]
2+
+ H
2
O
(4)
Wszystkie przedstawione wyżej równowagi są ze sobą ściśle powiązane co oznacza, że
zakłócenie jednej z nich powoduje zakłócenie pozostałych. Jon [Cu(H
2
O)]
6
2+
pozostaje w równo-
wadze nie tylko z jonem [Cu(H
2
O)
5
(NH
3
)]
2+
ale również z amoniakiem i wodą oraz z pozostałymi
jonami kompleksowymi: ([Cu(H
2
O)
4
(NH
3
)
2
]
2+
, [Cu(H
2
O)
3
(NH
3
)
3
]
2+
,
[Cu(H
2
O)
2
(NH
3
)
4
]
2+
). Dodanie
stosunkowo niewielkiej ilości amoniaku do roztworu zawierającego jony [Cu(H
2
O)
6
]
2+
powo
duje, że
tworzą się głównie jony kompleksowe [Cu(H
2
O)
5
(NH
3
)]
2+
.
Dodawanie kolejnych porcji amoniaku
przesuwa stan równowagi reakcji następczych (1) (4) w kierunku tworzenia [Cu(H
2
O)
2
(NH
3
)
4
]
2+
.
Przy założeniu że stężenie wody jest stałe, stopniowe stałe trwałości dla kompleksów powstają-
cych w reakcjach (1) (4)
można wyrazić następująco:
]}
}{[NH
]
O)
{[Cu(H
}
)]
(NH
O)
{[Cu(H
K
3
2
6
2
2
3
5
2
1
(1-a)
K
1
= 1,4 x 10
4
]}
}{[NH
)]
(NH
O)
{[Cu(H
}
]
)
(NH
O)
{[Cu(H
K
3
2
3
5
2
2
2
3
4
2
2
(2-a)
K
2
=3,1 x 10
3
]}
}{[NH
]
)
(NH
O)
{[Cu(H
}
]
)
(NH
O)
{[Cu(H
K
3
2
2
3
4
2
2
3
3
3
2
3
(3-a)
K
3
=8,0 x 10
2
]}
}{[NH
]
)
(NH
O)
{[Cu(H
}
]
)
(NH
O)
{[Cu(H
K
3
2
3
3
3
2
2
4
3
2
2
4
(4-a)
K
4
=1,35 x 10
2
Wyrażenia w nawiasach klamrowych odpowiadają stężeniom molowym odpowiednich jonów
kompleksowych, akwajonu metalu i liganda.
Im wyższa jest wartość liczbowa stałej równowagi dla danej reakcji tym większe jest stęże-
nie powstającego kompleksu, a więc jego trwałość. Porównując stałe K
1
, K
2
, K
3
i K
4
można łatwo
zauważyć, że z atomem centralnym najsilniej związany jest pierwszy ligand, kolejne ligandy wią-
zane są coraz słabiej. Główną przyczyną zmniejszania się stałych trwałości w miarę przyłączania
kolej
nych ligandów są względy statystyczne.
Jeśli rozpatrzyć równowagę opisaną reakcję sumaryczną :
[Cu(H
2
O)
6
]
2+
+ 4 NH
3
[Cu(H
2
O)
2
(NH
3
)
4
]
2+
+ 4 H
2
O
to wówczas stałą równowagi dla tej reakcji można zapisać jako:
4
3
2
6
2
2
4
3
2
2
4
]}
}{[NH
]
O)
{[Cu(H
}
]
)
(NH
O)
{[Cu(H
β
Stałą
4
nazywamy
skumulowaną stałą trwałości. Można ją wyznaczyć mnożąc przez siebie stro-
nami wyrażenia (1-a) (4-a). Otrzymujemy wówczas
4
= K
1
K
2
K
3
K
4
.
*
6
Ogólnie stałe
i
można wyrazić) jako:
i
i
aq
i
i
L
M
ML
]
][
[
]
[
)
(
W naszym przykładzie dla reakcji (1) skumulowana stała trwałości
1
= K
1
,
dla reakcji : [Cu(H
2
O)
6
]
2+
+ 2 NH
3
[Cu(H
2
O)
4
(NH
3
)
2
]
2+
+ 2 H
2
O
2
= K
1
K
2
,
dla reakcji: [Cu(H
2
O)
6
]
2+
+ 3 NH
3
[Cu(H
2
O)
3
(NH
3
)
3
]
2+
+3 H
2
O
3
= K
1
K
2
K
3
.
W literaturze skumulow
ane stałe trwałości podawane są najczęściej w postaci log
i
.
Porównując ze sobą stałe trwałości dwóch różnych kompleksów o takim samym atomie
centralnym można przewidzieć, który z nich będzie trwalszy w danych warunkach. Na przykład
skumulowane stałe trwałości log
i
dla kompleksów [Fe(NCS)
6
]
3-
i [FeF
3
(H
2
O)
3
] wynoszą odpo-
wiednio log
6
= 6 i log
3
= 12.
Oznacza to, że po wprowadzeniu do roztworu zawierającego jony [Fe(NCS)
6
]
3-
odpowied-
niej ilości
jonów F
-
(np. przez dodanie stałego NH
4
F) kompleks ten uleg
nie praktycznie całkowitej
przemianie w kompleks [FeF
3
(H
2
O)
3
]. Efekt ten jest łatwy do zaobserwowania, ponieważ jon
[Fe(NCS)
6
]
3-
daje zabarwienie krwistoczerwone, natomiast kompleks [FeF
3
(H
2
O)
3
] jest bezbarwny.
Kompleksy chelatowe charakteryzują się znacznie większą trwałością niż kompleksy z li-
gandami prostymi. Jest to w znacznym stopniu związane z korzystną zmianą entropii odpowiada-
jącą usunięciu ze sfery koordynacyjnej atomu centralnego ligandów niechelatujących, np. wody.
Jako przykład może posłużyć reakcja chelatacji jonu niklu(II) przez sześciokleszczowy ligand
EDTA:
[Ni(H
2
O)
6
]
2+
+ H
2
EDTA
2-
[Ni(EDTA)]
2-
+ 6 H
2
O + 2 H
+
log
1
= 18,56
Równanie pokazuje, że liczba cząsteczek po reakcji jest wyraźnie większa niż przed reak-
cją. W czasie reakcji maleje więc stopień uporządkowania układu, a więc wzrasta jego entropia.
EDTA tworzy bardzo trwałe kompleksy z większością jonów metali, nawet z takimi jonami
jak Ca
2+
(log
1
= 10,70) czy Mg
2+
(log
1
= 8,69). Ta własność powoduje, że EDTA wykorzystywa-
ny jest w chemii analitycznej, m.in. w analizie miareczkowej: kompleksometrii. EDTA stosowany
jest też w medycynie do wiązania jonów metali, które w organizmie człowieka mogą występować
w toksycznych ilościach. Dodaje się go również do żywności jako środek ograniczający dostęp
szkodliwych bakterii do metali, co zapobiega psuciu się żywności.
LITERATURA
1.
A. Bielański „Podstawy chemii nieorganicznej”, Wydawnictwo Naukowe PWN, Warszawa 2002.
2. Nomenklatura chemii nieorganicznej, Zalecenia 1990, red. Z. Stasicka, Wydawnictwo Uniwersy-
tetu Wro
cławskiego, Wrocław 1998.
7
Pytania kontrolne:
1.
Podaj nazwy następujących związków i jonów kompleksowych: K
2
[PdCl
4
], [Ni(H
2
O)
2
(NH
3
)
4
]
2+
,
[Ag(CN)
2
]
-
, [FeF
2
(H
2
O)
4
]
+
, [CdCl
4
]
2-
[Pt(OH)(H
2
O)
3
]
+
2. Napisz wzo
ry chemiczne następujących jonów i związków kompleksowych:
(a)
jon pentaakwadiwodorofosforanożelaza(III),
(b) diaminatetratiocyjanianochromian(III) sodu,
(c) dicyjanosrebrzan(I),
(d) chlorek diakwatetraaminakobaltu(III),
(e) jon diaminasrebra(I),
(f) jon heksaaminakobaltu(III),
(g) diaminadichloroplatyna(II),
(h)
triakwatrifluorożelazo(III).
3.
Podaj liczbę koordynacji atomów centralnych w następujących jonach i związkach kompleksowych:
[Ni(en)
3
]
2+
, [PtCl
2
(NH
3
)
2
], [CoCl
2
(C
2
O
4
)
2
]
4-
,
[FeCl
2
(H
2
O)
2
(en)]
+
, [Ni(NH
3
)
6
]
2+
, [Ag(NH
3
)
2
]
+
.
4.
Oblicz wyrażenie na skumulowaną stałą trwałości log
2
dla jonu kompleksowego [Ag(NH
3
)
2
]
+
wiedząc,
że w układzie zawierającym jony Ag
+
,
do którego dodano stężony amoniak, powstają dwa jony kom-
pleksowe na
stępcze: [Ag(NH
3
)]
+
i [Ag(NH
3
)
2
]
+
o stałych trwałości odpowiednio K
1
= 2,5·10
3
i K
2
= 1·10
4
.
5.
Skumulowane stałe trwałości
2
dla jonów [Ag(NH
3
)
2
]
+
i [Ag(CN)
2
]
-
wynoszą odpowiednio 1,62·10
7
i
1·10
27
. Który z jonów kompleksowych będzie dominować w roztworze zawierającym jony [Ag(NH
3
)
2
]
+
jeżeli do niego dodano nadmiar jonów CN
-
.
8
WYKONANIE DOŚWIADCZEŃ
Doświadczenie 1. Barwy akwakompleksów i aminakompleksów
Odczynniki: Sole: siarczan kobaltu(II) (CoSO
4
), siarczan niklu(II) (NiSO
4
), siarczan miedzi(II)
(CuSO
4
), siarczan cynku(II) (ZnSO
4
). Roztwory: 2 M roztwór kwasu siarkowego(VI)
(H
2
SO
4
), 6 M roztwór amoniaku (NH
3
·H
2
O).
Cel ćwiczenia: Przeprowadzenie reakcji, w których powstają jony kompleksowe:
[Cu(H
2
O)
2
(NH
3
)
4
]
2+
,
[Co(NH
3
)
6
]
2+
, [Ni(NH
3
)
6
]
2+
, [Zn(NH
3
)
6
]
2+
.
Dodanie stosunkowo małej ilości rozcieńczonego roztworu NH
3
·H
2
O do
roztworu, w którym obec-
ne są akwajony miedzi(II), kobaltu(II) i niklu(II) prowadzi do reakcji konkurencyjnej względem re-
akcji kompleksowania. Wytrąca się osad wodorotlenosoli, który następnie roztwarza się w nad-
miarze amoniaku np.:
2 [Cu(H
2
O)
6
]
2+
+2 SO
4
2-
+ 2 NH
3
·H
2
O
Cu
2
(OH)
2
SO
4
+ 2 NH
4
+
+ SO
4
2-
+ 12 H
2
O
Cu
2
(OH)
2
SO
4
+ 8 NH
3
·H
2
O
2 [Cu(H
2
O)
2
(NH
3
)
4
]
2+
+ SO
4
2-
+ 2 OH
-
+ 4 H
2
O
Z kolei dodanie roztworu amoniaku do roztworu zawierającego jony [Zn(H
2
O)
6
]
2+
powoduje wytr
ą-
canie osadu Zn(OH)
2
, który następnie roztwarza się w nadmiarze odczynnika:
Zn(OH)
2
+ 6 NH
3
·H
2
O
[Zn(NH
3
)
6
]
2+
+ 2 OH
-
+ 6 H
2
O
Wykonanie:
W czterech suchych probówkach umieść po kilka kryształków bezwodnych soli CoSO
4
, Ni-
SO
4
, CuSO
4
i ZnSO
4
. Do każdej probówki z solą dodaj około 1 cm
3
wody destylowanej i
kilka kropli H
2
SO
4
.
(* )
Zawartość probówek wymieszaj aż do rozpuszczenia soli.
Zaobserwuj zmiany barwy soli przy przejściu od soli bezwodnej do uwodnionej.
Do każdej z probówek zawierających roztwory soli dodawaj powoli NH
3
·H
2
O, w ilości wy-
starczającej do całkowitego wytrącenia, a następnie całkowitego roztworzenia powstają-
cego osadu. Zawartość probówek w trakcie dodawania roztworu amoniaku należy mie-
szać bagietką.
Zanotuj barwy roztworów w każdej z probówek.
Zwróć uwagę na stopniową zmianę zabarwienia w roztworze zawierającym jony
[Co(NH
3
)
6
]
2+
.
(
**)
Roztwór związku kompleksowego miedzi(II) należy pozostawić do dalszych
doświadczeń (doświadczenie 4).
(*)
Jony Co
2+
(aq)
, Ni
2+
(aq)
, Cu
2+
(aq)
i Zn
2+
(aq)
są kationami słabych zasad. Aby uniknąć ich hydrolizy roztwór
należy zakwasić kilkoma kroplami H
2
SO
4
.
(**)
Jon [Co(NH
3
)
6
]
2+
jest bardzo nietrwały. Na powietrzu utlenia się do jonu heksaaminakobaltu(III).
4 [Co(NH
3
)
6
]
2+
+ 2 H
2
O + O
2
4 [Co(NH
3
)
6
]
3+
+ 4 OH
-
Opracowanie wyników:
Zapisz równania reakcji:
9
(a) dysocjacji elektrolitycznych badanych soli w roztworach wodnych,
(b)
wytrącania osadów wodorotlenosoli kobaltu(II) i niklu(II) za pomocą NH
3
·H
2
O,
(c)
roztwarzania osadów wodorotlenosoli: Co
2
(OH)
2
SO
4
i Ni
2
(OH)
2
SO
4
w nadmiarze
NH
3
·H
2
O,
(d)
otrzymywania aminakompleksów z akwajonów kobaltu(II), niklu(II), miedzi(II) i cyn-
ku(II) przy założeniu, że do roztworów dodano stężony amoniak w nadmiarze wy-
starczającym do natychmiastowego utworzenia odpowiednich jonów komplekso-
wych.
Zapisz nazwy aminakompleksów.
Uzupełnij tabelę wpisując odpowiednie formy chemiczne i barwy związków :
sól bezwodna
barwa
akwajon
barwa
aminakompleks
barwa
NiSO
4
CuSO
4
ZnSO
4
CoSO
4
[Co(NH
3
)
6
]
2+
[Co(NH
3
)
6
]
3+
Doświadczenie 2. Maskowanie jonów
Odczynniki: 0.3 M roztwór chlorku żelaza(III) (FeCl
3
), 0.5 M roztwór chlorku kobaltu(II)
(CoCl
2
), stały tiocyjanian potasu (KSCN), stały fluorek amonu (NH
4
F), alkohol izo-
amylowy (3-metylo-1-butanol (CH
3
)
2
CHCH
2
CH
2
OH).
Cel ćwiczenia: Przeprowadzenie reakcji pozwalającej na wykrycie jonów kobaltu(II) w
obecności jonów żelaza(III).
Reakcje kompleksowania poz
walające zamaskować jony przeszkadzające stosowane są w celu
zwiększenia selektywności odczynników stosowanych w reakcjach analitycznych. Są one przykła-
dem jednego z ważniejszych zastosowań związków kompleksowych w chemii analitycznej. Ma-
skowanie jonu prze
szkadzającego polega na przeprowadzeniu go w wyniku reakcji komplekso-
wania z odpowiednim ligandem w odpowiednio trwały kompleks. Związany w tej postaci jon jest
niezdolny do reakcji zakłócającej prawidłowy przebieg wykrywania innego jonu.
Zarówno jon Fe
3+
(aq)
jak i Co
2+
(aq)
reagują w środowisku wodnym z tiocyjanianem potasu dając
barwne jony kompleksowe. Dla uproszczenia podano tylko te formy kompleksowe, których stęże-
nia w warunkach eksperymentu są najwyższe. Zwróć uwagę, że ich stałe trwałości log
1
są zbli-
żone.
[Fe(H
2
O
6
)]
3+
+ NCS
-
[Fe(NCS)(H
2
O)
5
]
2+
+ H
2
O
log
1
= 2.14
[Co(H
2
O)
6
]
2+
+ NCS
-
[Co(NCS)(H
2
O)
5
]
+
+ H
2
O
log
1
= 1.87
Jony F
-
reagują z [Fe(H
2
O)
6
]
3+
dając bezbarwny jon kompleksowy bardziej trwały niż jon
[Fe(NCS)(H
2
O)
5
]
2+
Pozwala to wykryć jony kobaltu(II) w obecności jonów żelaza(III) za pomocą
reakcji z tiocyjanianem potasu.
10
Wykonanie:
W jednej probówce umieść odpowiednio 1-2 krople roztworu FeCl
3
, a w drugiej 4-5 kropli
roztworu CoCl
2
, do obu dodaj po około 2 cm
3
H
2
O. Do każdego roztworu dodaj ostrożnie
porównywalną ilość (szczyptę) stałego KSCN.
Zaobserwuj barwy obu roztworów.
Do probówki (1) zawierającej [Fe(NCS)(H
2
O)
5
]
2+
dodaj stały NH
4
F, do odbarwienia roztwo-
ru.
W jakiej
formie związane są teraz jony żelaza(III) ?
Do probówki (2) zawierającej [Co(NCS)(H
2
O)
5
]
+
dodaj alkohol izoamylowy
(*
)
i energicznie
wstrz
ąsaj.
Jakie zmiany obserwujesz?
Probówkę z zawartością pozostaw do porównania.
W kolejnej probówce (3) zmieszaj 1-2 krople roztworu FeCl
3
i 4-5 kropli roztworu CoCl
2
,
dodaj ok. 2 cm
3
wody a następnie taką jak poprzednio ilość stałego KSCN.
Zanotuj barwę roztworu.
Zamaskuj żelazo(III) przez dodanie stałego NH
4
F;
jaka powinna być barwa roztworu po
wykonaniu tej reakcji?
Dodaj alko
holu izoamylowego aby wykryć obecność jonów [Co(NCS)
4
]
2-
.
Porównaj barwy roztworów z probówek (2) i (3).
(*)
alkohol izoamylowy ułatwia wymianę cżąsteczek wody w otoczeniu Co
2+
(aq)
na jony SCN
-
, co prowadzi do
powstania pewnej ilości trwałych jonów [Co(NCS)
4
]
2-
(log 4=7,94)
Opracowanie wyników:
Na czym polega maskowanie jonów w chemii analitycznej.
Zapisz równania reakcji zachodzących w probówce (3).
Uzupełnij tabelę wpisując odpowiednie nazwy i barwy jonów kompleksowych.
Doświadczenie 3. Związki kompleksowe żelaza(III)
(wykonać w grupach 2-3 osobowych)
Odczynniki: Sole: 9
hydrat azotanu żelaza(III) (Fe(NO
3
)
3
·9H
2
O), chlorek sodu (NaCl), fluorek
amonu (NH
4
F), heksacyjanożelazian(II) potasu (K
4
[Fe(CN)
6
]). Roztwory: 85% kwas fos-
forowy(V) (H
3
PO
4
), 2 M roztwór kwasu azotowego(V) (HNO
3
), 1 M roztwór tiocyjanianu
potasu (KSCN).
Cel ćwiczenia: W doświadczeniu należy przeprowadzić szereg reakcji wymiany, w których
jon kompleksowy
nazwa
barwa
[Fe(NCS)(H
2
O)
5
]
2+
[FeF(H
2
O)
5
]
2+
[Co(NCS)(H
2
O)
5
]
+
[Co(NCS)
4
]
2-
11
kolejno będą powstawać związki kompleksowe z jonami żelaza(III).
Schemat wykonania reakcji jest na
stępujący:
[Fe(H
2
O)
6
]
3+
+ X
-
[FeX(H
2
O)
5
]
2+
+ H
2
O (1)
[FeX(H
2
O)
5
]
2+
+ Y
-
[FeY(H
2
O
5
)]
2+
+ X
-
(2)
X
-
, Y
-
= Cl
-
, F
-
, NCS
-
, H
2
PO
4
-
Ostatnim związkiem kompleksowym uzyskanym w cyklu reakcji będzie kompleks Fe
4
[Fe(CN)
6
]
3
wytrącający się w postaci ciemnoniebieskiego osadu.
Wykonanie:
Ćwiczenie należy wykonać w zlewce o pojemności co najmniej 250 cm
3
.
Dodaj szczyptę stałego Fe(NO
3
)
3
·9H
2
O, a następnie rozpuść sól w objętości ok. 100 cm
3
wody destylowanej. Porównaj barwę roztworu z danymi w tabeli poniżej.
(*)
Dodaj ostrożnie
kilka kropli 2 M HNO
3
aby cofnąć hydrolizę jonu [Fe(OH)(H
2
O)
5
]
2+
(patrz tabela).
Analizując stałe log
1
ustal kolejność dodawania do roztworu odpowiednio : NaCl, NH
4
F,
KNCS i H
3
PO
4
w taki sposób, aby otrzymać wszystkie jony kompleksowe z ligandami
X
-
i Y
-
umieszczone w tabeli:
jon
log
1
barwa
[Fe(OH)(H
2
O)
5
]
2+
żółto-czerwony
Fe(H
2
O)
6
3+
bezbarwny
[FeCl(H
2
O)
5
]
2+
0,63
żółty
[FeF(H
2
O)
5
]
2+
5,16
bezbarwny
[Fe(NCS)(H
2
O)
5
]
2+
2,14
czerwony
[Fe(H
2
PO
4
)(H
2
O)
5
]
2+
1,33
bezbarwny
(*)
[Fe(H
2
O)
6
]
3+
+ H
2
O
[Fe(OH)(H
2
O)
5
]
2+
+ H
3
O
+
Wyk
onaj reakcje w zaplanowanej kolejności. Po wykonaniu ostatniej reakcji dodaj do roz-
tworu stały K
4
[Fe(CN)
6
] aby otrzymać Fe
4
[Fe(CN)
6
]
3.
W czasie przeprowadzania wszystkich reakcji roztwór w zlewce należy mieszać bagietką.
Każdy z kolejnych odczynników dodawaj ostrożnie (szpachelką lub wkraplając), do poja-
wienia się pierwszej zmiany barwy zgodnie z tabelą. Unikaj nadmiaru, szczególnie nadmia-
ru jo
nów F
-
, które mogą przeszkadzać w wykonaniu następnej reakcji.
Opracowanie wyników:
Uzupełnij tabelę. Uszereguj wszystkie związki kompleksowe żelaza(III) w kolejności
zgodnej z kolejnością przeprowadzania kolejnych reakcji wymiany.
Kompleks
Nazwa
log
1
barwa
[Fe(H
2
O
6
]
3+
12
Zapisz równania zachodzących reakcji.
Jak musiały zmieniać się stałe log
1
dla kolejnych jonów kompleksowych aby reakcje
te można było przeprowadzić?
Doświadczenie 4. Rozkład jonu kompleksowego
Odczynniki: roztwór siarczanu diakwatetraaminamiedzi(II) z pierwszego doświadczenia,
2 M roztwór kwasu siarkowego(VI) (H
2
SO
4
), 0,5 M
roztwór AKT (amid kwasu -
tiooctowego: CH
3
CSNH
2
).
Cel ćwiczenia: Przeprowadzenie reakcji rozkładu jonu kompleksowego [Cu(H
2
O)
2
(NH
3
)
4
]
2+
po
przez związanie w trwałą formę chemiczną atomu centralnego lub ligandów.
Jeśli do roztworu zawierającego jony kompleksowe [Cu(H
2
O)
2
(NH
3
)
4
]
2+
wprowadzimy jony wodo-
rowe będzie zachodzić reakcja:
[Cu(H
2
O)
2
(NH
3
)
4
]
2+
+ 4 H
+
+ 4 H
2
O
[Cu(H
2
O)
6
]
2+
+ 4 NH
4
+
Rozkład jonu kompleksowego następuje tu w wyniku związania ligandów, jakimi są cząsteczki
amoniaku w jony amonowe, które nie dysponują wolnymi parami elektronowymi.
Dodanie do roztworu zawierającego [Cu(H
2
O)
2
(NH
3
)
4
]
2+
jonów S
2-
pochodzących z dysocjacji H
2
S
prowadzi z kolei do wytrącenia trudnorozpuszczalnego siarczku miedzi(II).
[Cu(H
2
O)
2
(NH
3
)
4
]
2+
+ H
2
S
CuS + 4 NH
3
+ 2 H
+
+ 2 H
2
O
czarny osad
W tym przypadku powstanie trudnorozpuszczalnej soli powoduje rozkład jonu kompleksowego na
skutek związania jego atomu centralnego.
Wykonanie:
Roztwór siarczanu diakwatetraaminamiedzi(II) należy rozdzielić do dwóch probówek. Do
pierwszej probówki dodawaj kroplami kwas siarkowy, tak długo aż roztwór uzyska barwę
charakterystyczną dla jonu [Cu(H
2
O)
6
]
2+
.
Do drugiej probówki dodaj 5 kropli roztworu AKT
(*)
.
Pro
bówkę ogrzewaj na łaźni wodnej aż do zaobserwowania zmian.
(*)
AKT hydrolizuje w wyższej temperaturze z wydzieleniem H
2
S:
CH
3
CSNH
2
+ 2 H
2
O
CH
3
COO
-
+ NH
4
+
+ H
2
S
Opracowanie wyników:
Zapisz reakcje, zanotuj obserwacje.
Jaką barwę powinien mieć po zakończeniu reakcji roztwór w pierwszej probówce?