Nr grupy	Imię i nazwisko	Data
Nr ćwiczenia	Związki kompleksowe	Ocena

1. Sole to związki chemiczne, które w stanie stałym zbudowane są z kationów metali i anionów reszt kwasowych. Ogólny wzór to;

M_mⁿR_n^m

M – kation prosty metalu, np. Na⁺, Ca²⁺ lub kation złożony (NH⁺₄)

R – reszta kwasowa

1. Sole możemy podzielić na:

1. Sole obojętne – powstają gdy wszystkie jony wodoru z kwasu są zastąpione przez jony metalu (lub jony amonowe). Składają się wyłącznie z kationów i reszty kwasowej

2. Wodorosole – sole powstające, gdy nie wszystkie jony wodorowe kwasu są zastąpione przez jony metalu. Składają się z kationów, jednego lub dwóch jonów wodorowych i reszty kwasowej. Zazwyczaj mają odczyn kwaśny, choć niektóre z nich tworzą też roztwory zasadowe.

3. Hydroksysole – sole zawierające wodorotlenki lub tlenki metalu, jon metalu i resztę kwasową. Powstają gdy wodorotlenek nie zostaje całkowicie zobojętniony przez kwas.

1. Otrzymywanie soli:

1. Kwas + wodorotlenek ↔ sól + H₂O

2. Metal + kwas ↔ sól + H₂↑

3. Tlenek kwasowy + wodorotlenek ↔ sól + H₂O

4. Tlenek zasadowy + kwas ↔ sól + H₂O

5. Tlenek zasadowy + tlenek kwasowy ↔ sól

6. Metal + niemetal ↔ sól (beztlenowa)

1. Sole podwójne to sole, które zawierają w cząsteczce więcej niż jeden rodzaj kationów lub anionów.

2. Ałuny są to podwójne siarczany (VI) jedno- i trójwartościowego metalu.

Ogólny wzór to:

X₂SO₄ * Y₂(SO₄)₃ * 24H₂O

1. Sól podwójna a związek kompleksowy

Sole podwójne w roztworze wodnym całkowicie dysocjują na poszczególne jony, natomiast związki kompleksowe, a dokładniej ich jony kompleksowe dysocjują w nieznacznym tylko stopniu.

1. Budowa związków kompleksowych

W jonie kompleksowym jeden z atomów, przeważnie metal, w stosunku do pozostałych zajmuje położenie centralne i wykazuje zdolność do przyłączania innych atomów zwanych ligandami za pomocą wolnych par elektronowych. Tworzą się wówczas wiązania koordynacyjne. Liczba ligandów połączonych z atomem centralnym to liczba koordynacyjna.

1. Izomerami nazywamy związki o jednakowym wzorze sumarycznym, a o różnej strukturze przestrzennej.

W związkach koordynacyjnych z powodu skomplikowanej budowy wielu z nich – różnych rodzajów wiązań i rozmieszczenia atomów – występują liczne rodzaje izomerii:

1. Jonizacyjna

2. Hydratacyjna

3. Wiązań

4. Koordynacyjna

5. Rozmieszczenia

6. Geometryczna

7. Optyczna

1. Trwałość związków kompleksowych wynika z przyciągania między jonem centralnym a ligandem. Z dwóch związków koordynacyjnych utworzonych z tym samym ligandem przez jony tego samego metalu na różnych stopniach utlenienia niemal zawsze trwalszy jest ten, w którym ładunek jonu centralnego jest wyższy.

2. Stałe trwałości i nietrwałości

M + nL ↔ ML_n

$$\beta_{1} = \ \frac{\left\lbrack \text{ML}_{n} \right\rbrack}{\left\lbrack M \right\rbrack\left\lbrack L \right\rbrack^{n}} - \ stala\ trwalosci$$

ML_n ↔ M + nL

$$K\ = \ \frac{\lbrack M\rbrack{\lbrack L\rbrack}^{n}}{\lbrack\text{ML}_{n}\rbrack} - \ stala\ nietrwalosci$$

M – atom centralny

L – ligand

1. Trwałość kompleksów zależy między innymi od:

1. Ładunku i wymiarów jonu metalu – im mniejsze wymiary i większy ładunek, tym trwalszy kompleks

2. Zasadowości ligandy – im większa zasadowość ligandy, tym większa skłonność do tworzenia trwałych kompleksów

3. Efektu chelatowania

Ćwiczenie

Doświadczenie 1

Obserwacje:

Probówka I – czarny metaliczny osad

Probówka II – szarozielony osad

Probówka III – brak widocznych zmian

Probówka IV – brak widocznych zmian

Równania reakcji:

I – Fe[NH₄]₂[SO₄]₂ +  [NH₄]₂S  ↔ FeS ↓   + 2[NH₄]₂SO₄

II – Fe[NH₄]₂[SO₄]₂ +  2NaOH  ↔ Fe[OH]₂ ↓   +  Na₂SO₄ + [NH₄]₂SO₄  

III – K₄Fe[CN]₆ +  [NH₄]₂S  ↔ X

IV – K₄Fe[CN]₆ + 4NaOH  ↔  Na₄Fe[CN]₆ + 4KOH

Doświadczenie 2

Obserwacje:

Probówka I – brak widocznych zmian

Probówka II– brak widocznych zmian

Probówka III – biały osad

Probówka IV – biały osad

Probówka V– brak widocznych zmian

Probówka VI – fioletowy osad

Równania reakcji:

I

II

III

IV

V

VI