Лабораторная работа №9 Комплексные соединения.

Опыт 1. Комплексные соединения в реакциях обмена.

а) Взаимодействие гексацианоферрата (II) калия с сульфатом меди.

Выполнение работы. В пробирку к 3 каплям 0,5 н раствора сульфата меди (II) добавить 3 капли 0,5 н раствора комплексной соли K₄[Fe(CN)₆] (гексацианоферрат (II) калия). Отметить цвет образовавшегося осадка гексацианоферрата (II) меди. Написать молекулярное и ионное уравнение реакции.

Опыт2 . Разрушение комплекса при осаждении комплексообразователя

Выполнение работы. В две пробирки с 0,5 н раствором сульфата меди добавить: в одну раствор 0,5 н ((NH₄)₂C₂O₄) оксалата аммония, в другую – 0,5 н раствор ((NH₄)₂S) сульфида аммония. Написать уравнения реакций и отметить цвета выпавших осадков. В двух других пробирках получить комплексное соединение меди, добавив к 2 каплям 0,5 н раствора (CuSO₄) сульфата меди 2 н раствор аммиака (NH₃∙H₂O) до растворения выпадающего вначале осадка основной соли ((CuOH)₂SO₄). Отметить цвет полученного комплексного соединения [Cu(NH₃)₄]SO₄. Написать уравнение реакции взаимодействия сульфата меди с аммиаком, учитывая, что координационное число меди равно четырем.

Испытать действие растворов оксалата аммония и сульфида аммония на полученный раствор комплексной соли меди. От действия, какого реактива выпадает осадок? На присутствие, каких ионов в растворе комплексной соли указывает появление этого осадка?

Запись данных опыта. Описать наблюдаемые явления. Ответить на поставленные по ходу опыта вопросы. Написать уравнения проведенных реакций, уравнение электролитической диссоциации комплексной соли меди и её комплексного иона. Как влияет добавление(NH₄)₂S на диссоциацию комплексного иона? Сравнить табличные значения произведения растворимости соответствующих солей меди

(ПР(CuC₂O₄)= 3∙10⁻⁸; ПР(CuS) = 6∙10⁻³⁶ ) и объяснить, почему одна из солей не выпадает в осадок из комплексного соединения.

Опыт 3. Двойные соли.

Выполнение работы. В трех пробирках приготовить раствор двойной соли (NH₄)₂SO₄·FeSO₄·6H₂O (соль Мора), внеся в каждую пробирку по несколько кристалликов соли и по 4 капли дистиллированной воды. Затем в 1-ю пробирку к раствору соли Мора добавить 2 капли 0,5 н раствора сульфида аммония ((NH₄)₂S), во 2-ю пробирку 2 капли 0,5 н раствора хлорида бария (BaCl₂). Отметить цвет осадков и написать ионные уравнения реакций их образования. На присутствие, каких ионов в растворе двойной соли указывают эти реакции? В 3-ю пробирку добавить 3 капли 2 н раствора едкого натра (NaOH) и подогреть на водяной бане. Подержать над пробиркой полоску универсальной индикаторной бумаги, предварительно смоченную дистиллированной водой. По изменению окраски индикаторной бумаги и по запаху, определить какой газ выделяется из пробирки. На присутствие, каких ионов в растворе двойной соли указывают эта реакция? Учитывая результаты опыта, написать уравнение электролитической диссоциации соли Мора.

Способы выражения состава растворов

В химии применяются следующие способы выражения состава растворов: массовая доля, молярная, молярная концентрация эквивалента (нормальная), моляльная концентрация, а также мольная доля и титр.

Массовой долей называется отношение массы растворенного вещества к массе раствора.

Массовая доля может быть выражена в долях единицы, в процентах (%), промилле (‰) и миллионных долях (млн⁻¹ или ppm).

ω = m (в-ва) /m(р-ра)

ω % = ω · 100; ‰ = ω· 10³; млн⁻¹= ω· 10⁶

Концентрацией раствора называется количество (моль) растворенного вещества, содержащегося в определенном массовом или объемном количестве раствора или растворителя.

Молярная концентрация выражается числом молей растворенного вещества, содержащегося в 1 литре раствора [моль/л] или [М]..

С_М= n(в-ва)/V(р-ра) [моль/л];

n(в-ва) = m (в-ва) / М(в-ва)

. Раствор, содержащий 1 моль вещества в 1 л раствора, называется одномолярным (1М), 0,1 моля – децимолярным 0,1 М), 0,01 моля – сантимолярным (0,01 М).

Молярная концентрация эквивалента вещества (эквивалентная или нормальная) выражается числом моль эквивалентов растворенного вещества, содержащегося в одном литре раствора [моль-экв/л]; [моль/л] или [н]..

С_N = n_Э / V(р-ра) [н],

n_Э(в-ва) = m (в-ва) / М_Э(в-ва).

Раствор, содержащий 1 моль-экв. вещества в 1 л, называется однонормальным (1н), 0,1 моль-экв. -децинормальным (0,1 н), 0,01моль - экв.- сантинормальным 0,01 н).

Моляльная концентрация выражается числом молей растворенного вещества в одном килограмме растворителя [моль/кг].

Сm = n(в-ва)/·m(р-ля) [моль/кг].

Мольная доля (молярная доля) вещества в растворе определяется отношением числа молей данного вещества к сумме числа молей всех веществ, находящихся в растворе. n₁- n(в-ва), n₂ – n(р-ля), отсюда мольная доля вещества:

N₁= n₁ / n₁ + n_2.

Концентрацию иногда можно определить по таблице, зная плотность раствора.

Концентрацию раствора можно выразить титром.

Титр определяется числом граммов растворенного вещества, содержащегося в одном миллилитре раствора [г/мл]. Т= m (в-ва) / V(р-ра) [г/мл ]

Пример. Вычислить молярную концентрацию, молярную концентрацию эквивалентов и моляльную концентрацию фосфорной кислоты в 6%-ном растворе Н₃РО₄, плотность которого равна 1,031 г/см³.

Решение. Масса одного литра 6%-ного водного раствора фосфорной кислоты (Н₃РО₄): m (р-ра) = V; m (р-ра) = 1,031·1000=1031 г. Масса Н₃РО₄ в одном литре раствора оставляет

m(Н₃РО₄) = m(раствора)· ω;

ω = m₁(Н₃РО₄) / 100;

m(Н₃РО₄) = m(раствора)· m₁(Н₃РО₄) / 100

m₁(Н₃РО₄) – масса фосфорной кислоты в 100 г 6%-ного раствора

m(Н₃РО₄) = 1031  6 / 100 = 61,86 г.

Молярную концентрацию (молярность) вычисляем по формуле:

С_М = n(в-ва)/V(р-ра) = m(в-ва) / M(в-ва)·V(р-ра) [моль/л];

С_М(Н₃РО₄₎ = 61,86 / 98·1 = 0,63 моль/л.

Молярную концентрацию эквивалентов вещества (нормальность)определяем поформуле: С_N = n_Э/V(р-ра)= m(в-ва)/m_Э(в-ва)·V(р-ра),

m_Э (Н₃РО₄) = f_Э (Н₃РО₄) · М(Н₃РО₄) [г/моль];

m_Э (Н₃РО₄) = 1/3 · 98 = 32,66 г/моль

С_N = 61,86 / 32,66∙1 = 1,89 моль/л

Находим моляльность фосфорной кислоты в растворе:

Сm = m(в-ва)/М(в-ва)·m(р-ля) [моль/кг];

m(Н₂О) = 1031-61,86 = 969,14г =0,969 кг

Сm(Н₃РО₄ ) = 61,86 / 98·0,969 = 0,65 моль/кг (Н₂О).