POLITECHNIKA WROCŁAWSKA

Instytut Chemii Nieorganicznej i Metalurgii Pierwiastków Rzadkich

CHEMIA NIEORGANICZNA

Ćwiczenia laboratoryjne

kod kursu:

CHC 1047l

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. [Al(OH)

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 koor-

dynacji (7, 8, 9) spotykane są rzadziej, wtedy gdy atomy centralne wykazują duże rozmiary.

Typowe geometrie koordynacyjne dla wybranych jonów metali oraz przykłady kompleksów

jedno-i dwukleszczowych

M

M

Co, Zn, Fe

L.K 6

L.K 4

M

Ni, Pd, Pt

L.K 4

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-

M = Fe, Co, Ni, Zn, Cu

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 a jon [PtCl

4

]

2-

jest jonem pła-

skim kwadratowym.

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.

[Al(OH)

4

]

-

: tetrahydroksoglinian(III); [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,
amina, karbonyl i nityrozyl.

Nazwy niektórych ligandów nieorganicznych

*

4

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)

[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 rów-

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

] heksacyjanożelazian(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

równowadze nie tylko z jonem [Cu(H

2

O)

5

(NH

3

)]

2+

ale również z amoniakiem i wodą oraz z pozo-

stałymi 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+

). Do-

danie 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
kolejnych 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

β

4

nazywamy skumulowaną stałą trwałości. Można ją wyznaczyć mnożąc przez siebie stro-

nami wyrażenia (1-a)

÷

(4-a). Otrzymujemy wówczas

β

4

= K

1

⋅

K

2

⋅

K

3

⋅

K

4

.

Ogólnie stałe

β

i

można wyrazić) jako:

*

6

i

i

aq

i

i

L

M

ML

]

][

[

]

[

)

(

=

β

W naszym przykładzie dla reakcji (1) skumulowana stała trwałości

β

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

β

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

β

3

= K

1

⋅

K

2

⋅

K

3

.

W literaturze skumulowane stałe trwałości podawane są najczęściej w postaci log

β

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

β

i

dla kompleksów [Fe(NCS)

6

]

3-

i [FeF

3

(H

2

O)

3

] wynoszą odpo-

wiednio log

β

6

= 6 i log

β

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 ulegnie 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

β

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

β

1

= 10,70) czy Mg

2+

(log

β

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-

7

tetu Wrocławskiego, Wrocław 1998.

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 wzory 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

]

+

.

3. Oblicz wyrażenie na skumulowaną stałą trwałości log

β

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 następcze: [Ag(NH

3

)]

+

i [Ag(NH

3

)

2

]

+

o stałych trwałości odpowiednio K

1

= 2,5·10

3

i K

2

= 1·10

4

.

4. Skumulowane stałe trwałości

β

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 wytrą-

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

[Co(NH

3

)

6

]

2+

CoSO

4

[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 pozwalające 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 przeszkadzającego 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

β

1

są zbli-

żone.

[Fe(H

2

O

6

)]

3+

+ NCS

-

[Fe(NCS)(H

2

O)

5

]

2+

+ H

2

O

log

β

1

= 2.14

[Co(H

2

O)

6

]

2+

+ NCS

-

[Co(NCS)(H

2

O)

5

]

+

+ H

2

O

log

β

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

wstrząsaj.

•

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), jaka powinna być barwa roztworu po wykonaniu tej reakcji?

Dodaj alkoholu 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

β

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

kolejno będą powstawać związki kompleksowe z jonami żelaza(III).

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

Schemat wykonania reakcji jest następujący:

[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

β

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

β

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

+

Wykonaj 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 jonów 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

β

1

barwa

[Fe(H

2

O

6

]

3+

……

12

•

Zapisz równania zachodzących reakcji.

•

Jak musiały zmieniać się stałe log

β

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+

poprzez 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

(*)

.

Probówkę 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?