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.