Реферат: Комплексные соединения - текст реферата. Скачать бесплатно.
Банк рефератов, курсовых и дипломных работ. Много и бесплатно. # | Правила оформления работ | Добавить в избранное
 
 
   
Меню Меню Меню Меню Меню
   
Napishem.com Napishem.com Napishem.com

Реферат

Комплексные соединения

Банк рефератов / Химия

Рубрики  Рубрики реферат банка

закрыть
Категория: Реферат
Язык реферата: Русский
Дата добавления:   
 
Скачать
Архив Zip, 39 kb, скачать бесплатно
Обойти Антиплагиат
Повысьте уникальность файла до 80-100% здесь.
Промокод referatbank - cкидка 20%!

Узнайте стоимость написания уникальной работы

27



Оглавление

Введение…………………………………………………………………………3

Глава 1 Основные положение координационной теории

    1. Общие понятия о комплексных соединениях…………………………….4

    2. Основные положения координационной теории…………………………5

    3. Влияние координации на свойства лигандов и центрального атома……7

    4. Номенклатура комплексных соединений…………………………………10

    5. Равновесие и устойчивость комплексных соединений в растворах…….12

    6. Основные типы комплексных соединений………………………………..16

    7. Пространственное строение и изомерия…………………………………..18

    8. Практическое применение комплексных соединений …………………...21

Глава 2

Практическая часть……………………………………………………………...22

Заключение………………………………………………………………………24

Список литературы……………………………………………………………...25






























Введение Комплексные соединения довольно широко распространены в природе. В области химии возник большой раздел - комплексные соединения. Меня эта тема заинтересовала и поэтому я решила более подробно изучить этот класс соединений.

Цель моего реферата – изучить общие сведения о комплексных соединениях, более детально рассмотреть строение, наиболее важные, на мой взгляд, данные о комплексных соединениях в целом.











































Глава 1 Основные положения координационной теории.

1.1 Общие понятия о комплексных соединениях.

Комплексными соединениями называются вещества, содержащие центральный атом комплексообразователь, с которым в неорганической связи находится определенное количество атомов и молекул, составляющих внутреннюю среду.

Комплексные соединения были получены ещё в середине XIX века. Как оказалось, простейшие бинарные, валентно насыщенные вещества, способные соединяться и давать более сложные вещества, названные И.Берцелиусом молекулярными.


[C]

AB+CD= [AB]

[D]


Таким образом, следует считать, что комлексообразование происходит во всех случаях, когда из менее сложных систем образуются более сложные.

Например:

NH3+HCL= [NH4]CL

SO3+H2O=H2[SO4]

CuCL + HCL=H [CuCL2]

В комплексном соединении содержится комплекс(ион, молекула), способные к существованию как в кристалле, так и в растворе. Кристаллическая структура типа M2[ЭHa2L6] или [M(NH3) 6] HaL2 октаэдры. Комплексы [SiF6]2- , [Ti Cl6]2- , [Pt Cl6] 2- , [Ni(NH3) 6 ] 2- и другие (комплексообразователь в центре октаэдра: ионы: NH4+, K+, CL+, Br+ и другие). Атомно – молекулярные учение и учение о валентности по водороду объясняло структуру бинарных соединений.

Строение молекулярных веществ долгое время оставалось невыясненным вследствие наличия у них особых свойств. К тому же их образование формально противоречило учению о постоянной валентности элементов, так как во взаимодействие вступали вещества насыщенные в валентном отношении.





1.2 Основные положения координационной теории.

Согласно координационной теории, в молекуле любого комплексного соединения один из ионов, обычного положительно заряженный, занимает центральное место называется комплексообразователем или центральным ионом. 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. Число лигандов, окружающих центральный ион, называются координационными числами.

Внутренняя сфера комплекса в значительной степени сохраняет стабильность при растворении. Её границы показывают квадратными скобками. Ионы находятся во внутренней сфере, в растворах легко неионогенно, а во внешней сфере, в растворах легко отщепляются. Например, координационная формула комплексной соли состава PtCl42KCl такова K2 [PtCl6]. Здесь внутренняя сфера состоит из центрального атома платины, степени окисленности +4 и хлорид - ионов, а ионы калия находятся во внешней сфере.

Координационная теория Вернера является руководящей в химии комплексных соединений и в настоящее время. Широкое распространение этой теории объясняет, почему комплексные соединения часто называют «координационными соединениями».

Существует ряд методов установления координационных формул комплексных соединений.

1 Метод. С помощью реакций двойного обмена.

Именно таким путём была доказана структура следующих комплексных соединений платины:

PtCl46NH3, PtCl4 4NH3, PtCl4 KCl.

Если подействовать на раствор первого соединения раствором AgNO3, то весь содержащийся в нём хлор осаждается в виде хлорида Ag. Все четыре хлорид – иона находятся во внешней сфере и, следовательно, внутренняя сфера состоит только из молекул аммиака. Таким образом, координационная формула соединения будет [ Pt(NH3) 6]Cl4.В соединениях PtCl4 4NH3 нитрат Ag осаждается только два хлорид - иона, а остальные два вместе с четырьмя молекулами аммиака входят в состав внутренней сферы, так что координационная формула имеет вид [ Pt(NH3) 4 Cl2] Cl2. Раствор соединения PlCl4 2NH3 не даёт осадка с AgNO3, но путём обменных реакций можно установить, что в растворе имеются ионы К. На этом основании строение его изображается формулой К2 [PtCl6].

  1. Метод. Рентгеноструктурный метод.

Координационная формула комплексного соединения, находящегося в кристаллическом состоянии, может быть непосредственно установлена путём определения взаимного положения атомов и молекул в кристалле рентгеноструктурным методом. Однако для этого требуется вырастить достаточно крупный и неискаженный кристалл комплексного соединения, что не всегда возможно.










































1.3. Влияние координации на свойства лигандов и центрального атома. Координация сопряжена с изменением электронной конфигурации лигандов и в результате приводит к изменению их свойств. Это хорошо видно на примере кислотно – основных свойств комплексных соединений. В то время как свободный аммиак обладает в водном растворе основными свойствами, комплекс [ Pt(NH3) 6] 4+ проявляет свойства кислоты и вступает в обратную реакцию со щелочью:

[Pt (NH3)6]4+ +OH- [Pt(NH3)5NH2]3+ + H2O

Причина изменения свойств аммиака заключается в том, что при его координации происходит смещение электронной плотности к положительно заряженному центральному атому. В результате эффективной отрицательный заряд атома азота в молекуле NH3 резко снижается, что и облегчает отщепление протона.

Аналогично ведут себя в поле катионов некоторых переходных металлов и другие полярные или поляризующиеся металлы, способные проявлять протонодонорные свойства – H2O, NH2, OH, органические амины. Выступая в качестве лигандов, они способны к отщеплению протона в водных растворах и с точки зрения протонной теории кислот и оснований ведут себя как кислоты. Например, взаимодействие гидротированного иона меди следует записать так:

[Cu(H2O)4]2++H2O [Cu(H2O)3OH]++H3O+

Это уравнение выражает процесс гидролиза иона меди. Таким образом, гидролиз катионов в водных растворах можно рассматривать как кислотную диссоциацию воды в аквакомплексах.

Если в комплексном соединении одновременно содержатся протонодонорная молекула лиганда ( например, Н2О, NH3) и молекула того же лиганда, отщепившая протон и способная, следовательно, к его присоединению (например, ОН- , NH2-, то такое соединение будет амфотерным. Так, комплекс [ PI (NH3)5 NH2 ]3+ в реакции со щелочью ведет себя как кислота, а в реакции с кислотой - как основание:


Pt (NH3)5 NH2 + ОН- [Pt (NH3)4 (NH2)2]2++H2O
кислота основание

[ Pt (NH3)5 NH2 ]3+H3O+ [ Pt (NH3)6 ]4+ +H2O основание кислота

Соединения, содержащие только депротонированные ионы (ОН-, NH2-, NH2O-), является уже только основанием.

Основные положения теории кислотно - основных свойств комплексных соединений были разработаны А.А Гринбергом. Центральный ион также меняет свои свойства в результате комплексообразования, что можно видеть, например, по изменению соответствущего электродного потенциала. Так стандартный электродный потенциал системы Fe2+ / Fe3+ в водном растворе равен + 0,771В. Если же взять цианидные комплексы, содержащие железо в степени окисленности +2 и +3, то для системы [ Fe (CN)63- / [ Fe (CN)6 ]4- = +0,36B, из чего следует, что эта система обладает более слабыми окислительными свойствами, чем система Fe2+/ Fe3+. В данном, наиболее типичном случае, переход от гидротированных ионов к более устойчивым комплексам сопровождается преимущественной стабилизацией комплексного иона, содержащего центральный атом в высшей степени окисленности, вследствие чего окислительная способность этого иона ослабляется.

Кроме влияния комплексообразования на свойства лигандов и центрального атома, существует и взаимное влияние лигандов в комплексах. Наиболее ярким его проявлением является транс - влияние, открытое И.И. Черняевым. Суть этого явления заключается в том, что в комплексах, для которых возможны цис - и транс- изомеры, взаимное влияние лигандов наиболее сильно проявляется при их размещении в транс - положении по отношению друг другу.

Некоторые лиганды ( их называют транс- активными) ослабляют воздействие центрального атома на свойства лиганда. Находящегося в транс положении по отношению к рассматриваемому лиганду, а приближают их к свойствам свободного лиганда. Примером прявления транс- влияния можеч служить получение изомерных диамминов платины (II). При нагревании тетрааминов платины (II) с концентрированной НСl обычно получаются транс- изомеры, а при действии аммиака на К2 [ Pt С14 ] цис - изомеры:

[Pt (NH3)4]Cl2+2HCl [Pt (NH3)2Cl2] +2NH4Cl

Транс – изомер

[PtCl4] +2NH3 [Pt (NH3)2Cl2] +2KCl

Цис – изомер


Это объясняется большим транс-влиянием иона Сl по сравнению с молекулой NH3, что и определяет наиболее лабильный лиганд (обведен) в промежуточно образующихся комплексах:

NH3 NH3 + Cl NH3

NH3 NH3 NH3 Cl-

Cl Cl Cl NH3

Cl NH3 Cl NH3


Кинетические характеристики реакций замещения также служат основанием для оценки транс-влияния лигандов. По способности ускорять процесс замещения транс- расположенного лиганда лиганды располагаются в ряд: CN-С2Н4 CO>NO2-, I, SCN->Br->Cl->OH->NH3>H2O.










1.4 Номенклатура комплексных соединений.

Названия комплексных солей образуют по общему правилу: сначала называют анион, а затем - катион в родительном падеже. Название комплексного катиона составляют следующим образом: сначала указывают числа (используя греческие числительные: ди, три, тетра, пента, гекса и другие) и названия нейтральных лигандов, причем вода называется аква, а аммиак - амин, затем указывают и названия отрицательно - заряженных лигандов с окончанием - о (CL- - хлоро, SO4- - сульфато, ОН- - гидроксо); последним называют комплексообразователь, указывая степень его окисления (в скобках римскими цифрами после названия комплексообразователя).

Название комплексного аниона составляют аналогично названию катиона, но степень окисленности комплексообразователя указывают перед его названием. Название комплексного аниона заканчивается суффиксом - ат.

Название нейтральных комплексных частиц образуют так же, как у катионов, но комплексообразователь называют в именительном падеже, а степень его окисленности не указывают, так как она определяется электронейтральностью комплекса. Например, [Pt (NH3)4Cl2] - диамминдихлороплатина.

При построении названия комплексного соединения можно вначале назвать комплекс, а затем противоион или вначале назвать анион, а потом катион.

Название комплексного катиона записывают одним словом, начиная с лигандов. Лиганды - кислотные остатки - называют в алфавитном порядке, затем также алфавитном порядке называют нейтральные молекулы. Затем называют центральный атом с указанием (римской цифрой) его степени окисления.

Комплексный анион называют с добавлением суффикса - ат - к названию, а комплексообразователя. Нейтральные комплексные соединения называют, одним словом по тем же правилам. Приведем примеры:

[Pt (NH3)4Cl2] Cl2 - дихлортетраамминкобальт(Ш)нитрат, или нитрат нитрохлоротетрааммин - кобальта(Ш),К[СО3(NH3)2(NO2)4]- тетранитродиаммин-кобальтат(Ш)калия.

Встречаются соединения, которые содержат как комплексный катион, так и

комплексный анион.

Например:[Cr(NH3)6] [CO(CN)6] - гексацианокобальтат(Ш) гексаамминхрома(Ш).




















































1.5 Равновесие и устойчивость комплексных соединений в растворах.

Внешнесферная диссоциация комплексных солей происходит в водных растворах практически полностью, например: [Ag(NH3)2]Cl [Ag(NH3]+ Сl-. Эта диссоциация называется первичной. Обратимый распад внутренней сферы комплексного соединения называют вторичной диссоциацией. Например, ион диамминсеребра диссоциирует по схеме:

[Ag(NH3)2]+ Ag++ 2NH3 В результате вторичной диссоциации устанавливается равновесие между комплексной частицей, центральным ионом и лигандами. Диссоциация[Ag(NH3 ]+)2], согласно приведенному выше уравнению, характерезуется константой равновесия, называемой константой нестойкости комплексного иона:



Значение констант нестойкости различных комплексных ионов колеблются в широких пределах и могут служить мерой устойчивости комплекса. Чем устойчивее комплексный ион, тем меньше его константа нестойкости. Так, среди однотипных соединений, обладающих различными значениями констат нестойкости

[Ag(NO2)2]- [Ag(NH3)2]+ [Ag(S2O3)]3- [Ag(CN)2]2-
1,3 • 10-3 6,8 • 10-8 1 • 10-13 1 • 10 -21

наиболее устойчив комплекс [Ag(CN)2]- , а наименее устойчив - [Ag(NO2)2]- . Константы нестойкости, в выражения которых входят концентрации ионов и молекул, называются концентрационными. Более строгими и не зависящими о состава и ионной силы раствора являются константы нестойкости, содержать вместо концентраций активности ионов и молекул.

Смещение равновесия диссоциаций в системах, содержащих комплексные ионы, определяются теми же правилами, что и в растворах простых (не комплексных) электролитов, а именно: равновесие смещается в направлении возможно более полного связывания комплексообразователя или лиганда так, что концентрация этих частиц, остающихся в растворе не связанными, принимают минимально возможные в данных условиях значения.

В последнее время для характеристики устойчивости комплексных соединений предпочитают пользоваться величиной обратной константе нестойкости, называемой константой устойчивости. Для иона [ Ag (NH3)2]+ константа устойчивости равна:



До сих пор шла речь об общих константах нестойкости и устойчивости, относящихся к распаду комплекса на конечные продукты. В действительности же в растворах имеет место ступенчатая диссоциация комплекса, аналогично ступенчатой диссоциации слабых электролитов, например многоосновных кислот. Так, в одном растворе К2 [PtCl4] присутствуют в различных состояниях все комплексы, участвующие в равновесиях:

[PtCl4]2- + H2O [PtCl3H2O] - + Cl-

[PtCl3H2O] - + H2O [PtCl2 (H2O) 2] - + Cl-

[PtCl2 (H2O) 2] - + H2O [Pt (H2O) 3 Cl]+ + Cl-

[Pt (H2O) 3 Cl]+ + H2O [PtCl2 (H2O) 4]2++ Cl-

Каждое из этих равновесий характеризуется своей ступенчатой константой нестойкости К4, К3 и так далее. По мере отщепления хлорид- ионов заряд комплекса становится все более положительным, а число ионов СГ в комплексе уменьшается. В результате последовательный отрыв хлорид-ионов

все в большей степени затрудняется . Поэтому между ступенчатыми константами нестойкости иона [Pt С14 ] 2- имеет место соотношений:

К4>К3>К2>К1

Такое изменение в величинах последовательных констант нестойкости носит общий характер. Величина общей константы нестойкости равна произведению всех ступенчатых констант.

Значения констант нестойкости к устойчивости приводятся в справочниках по химии. С помощью этих величин можно предсказать течение реакции между комплексными соединениями. При сильном различии констант устойчивости реакция пойдет в сторону образования комплекса с большей константой устойчивости, или, что равноценно, с меньшей константой нестойкости. Например, для иона [Ag (NH3)2НЕСТ= 6,8 х 10-8 , а для иона NH4+ Кнеct =5,4 х 10-1 , поэтому под действием кислот аммиакат серебра разрушается с образованием ионов Ag+ NH4+: [Ag(NH3)2]++ 2H+ Ag++2NH4+

Комплекс же [PI (NH3)4]2+НЕСТ = 5 х 10-34) не разрушается при комнатной температуре даже в концентрированной соляной кислоте.

Процессы комплексообразования широко используются в аналитической химии. При выборе условий наиболее эффективного разделения ионов исходят из соотношения констант устойчивости образуемых или комплексных соединений. Например, катионы Ni2+ , Co2+, Zn2+, дают устойчивые растворимые аммиакаты, а А13+, Fe3+, Cr3+ менее склонны к комплексообразованию с аммиаком и осаждаются при действии аммиака в виде гидроксидов. Это позволяет разделить действием аммиака эти две группы катионов. Подобного рода соображения могут быть использованы для разделения анионов. Так можно осадить смесь хлоридов и иодидов в виде AgCl и Agl и далее обработать ее аммиаком — в раствор перейдет только AgCl , a Agl останется в осадке . Для того чтобы растворить Agl, нужно применить лиганд, связывающий ион Ag"1' значительно прочнее. Например CN", так как

для комплекса [Ag (CN)2]- KHECT 1 х 10-21. В растворе KCN иодит серебра растворяется с образованием К [Ag (Cl)2]:

Ag I + 2 KCN К [Ag (CN )2] + KI

Константы устойчивости однотипных комплексов зависят от ряда факторов и прежде всего от природы центрального атома и лигандов, В комплексах с центральными ионами, обладающими слабой поляризующей способностью, например, с ионами щелочных и щелочноземельных металлов, устойчивость растет по мере увеличения интенсивности электростатического взаимодействия между центральным ионом и лигандами: чем больше заряды центрального иона и лигандов и чем меньше их радиусы, тем выше устойчивость комплексов. Эти катионы образуют более устойчивые комплексы с лигандами, содержащими элементы малых периодов (кислород, азот) и с ионами F".

Для другой большой группы комплексообразователей катионов платиновых металлов, ионов Hg2+, Ag+ , Au3+ , у которых поляризующая способность выражена сильно и характер связи центрального атома с лигандами приближается к ковалентному, - наиболее устойчивы комплексы с легко поляризующимися лигандами. К последним относятся, например, ионы Г и лиганды, содержащие атомы Р и S.












1.6 Основные типы комплексных соединений.

К основным типам комплексных соединений относятся аммиакаты- комплексы в которых лигандами служат молекулы аммиака: [Cu(NH3)4]SO4 [Cd(NH3)6]Cl, [Pt(NH3)6]Cl4. Известны также комплексы, называемые амминатами, в которых роль лигандов выполняют молекулы аминов: СН3NH2(метиламмин), NH2CH2CH2NH2 (этилендиаммин). Аквакомплексы - в которых лигандом выступает вода: [Со(Н2О)б]Сl2.

[А1(Н2О)6]С1з, [Сг(Н2О)6]С1з

Ацидокомплексы- в этих комплексах лигандами являются анионы. К ним

относятся комплексы типа двойных солей: K2 [PtCl4], K4 [Fe(CN)6] (их можно

представить как продукт сочетания двух солей- PtCl4 2KCl, F(CN)2 4K(CN)),

комплексные кислоты- H2[SiF6], H2[CoCl4], гидроксокомплексы- Na2[Sn(OH)4],

Na[Sn(OH)6].

Между этими классами существуют переходные ряды, которые включают

комплексы с различными лигандами. Приведем переходный ряд между

аммиакатами и ацидокомплексами платины(П): [Pt(NH3)4]Cl2. [Pt(NH3)3Cl]С1,

[Pt(NH3)2Cl2], K[Pt(NH3)Cl3], K2[PtCl4].

Циклические, хелатные (клешневидные), комплексные соединения. Они

содержат би- или полидентный лиганд, который как бы захватывает

центральный атом подобно клешням рака:






В этих комплексах символ М обозначает атом металла, а стрелкой— донорно-

акцепторная связь. Примеры: окислительный комплекс железа(Ш)[Fe(CrO4)3]3-

и этилендиамминовый комплекс платины(1V) [PtEn3] .

Известны также комплексы с более сложными аминокарбоновыми кислотами

их аналогами. Такие лиганды называются комплексонами.

Хелатные соединения отличаются особой прочностью, так как центральный

атом в них как бы "блокирован" циклическим лигандом. Наибольшей

устойчивостью обладают хелаты в пяти- и- шестичленными циклами.


Комплексоны настолько прочно связывают катионы металлов, что при их добавлении растворяются такие плохо растворимые вещества, как сульфаты Са и Ва, аксалаты и карбонаты Са. Поэтому их применяют для умягчения Н2О, для маскировки "лишнихи" ионов металла при крошении и изготовлении цветной пленки. Большую роль играют хелатные соединения и в природе. Так, гемоглобим состоит из комплексагена, звязанного с белком - глобином. В гемме центральным ионом является ион Fe2+вокруг которого координированы четыре атома азота, принадлежащие к сложному лиганду с циклическими группировками. Гемоглобин обратно присоединяет кислород и доставляет его из легких по кровеносной системе, по всем тканям. Хлорофилл , учавствующий в процессе фотосинтеза в растениях, построен аналогично, но в качестве центрального иона содержит Mg2+ .

























1.7 Пространственное строение и изомерия комплексных соединений.

Одинаковые лиганды симметрично располагаются в пространстве вокруг центрального атома. Чаще встречаются четные координационные числа -2,4,6. Им соответствуют следующие геометрические конфигурации.

Координационное число: Геометрическая конфигурация:



























Впервые правильные представления о пространственном строении комплексных соединений были сформулированы А. Вернером. При этом исходя из найденного опытным путем числа изомеров при наличии двух и более различных лигандов в комплексе и сравнивая его с возможным числом для той или иной предполагаемой конфигурации. Так для координационного числа 4 и тетраэдрической конфигурации все положения лигандов относительно ценрального атома эквивалентны. Поэтому тетраэдрические комплексы типа [МА2В2] (где М- центральный атом, а А и В- лиганды) не имеют изомеров. Другое наблюдается в комплексах платины (II), например, [Pt (NH3)2Cl2] встречаются в двух изомерных формах, отличающихся по цвету, растворимости дипольному моменту, реакционной способности и способом получения. Отсюда был сделан вывод о расположении лигандов по квадрату вокруг центрального атома, так как именно для этой конфигурации у соединений типа [МА2В2] должно иметься два изомера. В одном из изомеров комплекса [Pt (NH3)2 Cl2] атомы хлора разделены центральным атомом ( транс - изомер ), а в другом (цисизомер ) они находятся рядом друг с другом , по одну сторону от центрального атома.

При увеличении числа различных заместителей число изомеров растет и для соединений типа [MABCD] для квадратной конфигурации возможно уже три изомера.

Изучая явления изомерии комплексных соединений с координационным числом Вернер пришел к выводу, что в этом случае леганды должны быть симметрично расположены вокруг центрального иона, образуя фигуру правильного октаэдра. Если все координированные группы одинаковы, то конечно, перестановка одной группы на место другой не изменит структуры комплекса. Но если группы не одинаковы, то возможно различное их расположение, вследствие чего могут образовываться изомеры. И действительно, опыт показывает, что, например, соединение [Pt(NH3)2 Cl4](где координационное число платины равно 6) существует в двух изомерных формах, отличающихся одна от другой по своей окраске и другим свойствам. Строение этих изомеров по Вернеру, схематически показано на рис.1. В одном случае молекулы NH3 помещаются в противоположных вершин октаэдра (транс-изомер), в другом - у соседних (цис-изомер). Подобного рода пространственная изомерия наблюдается и у ряда других комплексов с шестью лигандами во внутренней сфере.


Рисунок 1: Пространственное строение изомеров: [Pt(NH3)2Cl4]:

Cлева: транс-изомер справа: цис-изомер































Практическое применение комплексных соединений.

Комплексные соединения находят широкое применение:

1)в аналитической химии для определения ионов;

2)для разделения некоторых металлов (лантаноидов) и получения металлов

высокой степени чистоты (золота, серебра, и т. д.);

3)в качестве красителей;

4)для устранения жесткой воды;

5)в качестве стимуляторов важных биохимических процессов.




























Глава 2

Практическая часть.

Если к раствору сульфата меди (II) прилить избы концентрированного водного раствора аммиака, то жидкость окрасит< интенсивный синий цвет, обусловленным образованием комплексного ион [Cu(NH3)4]2+

NH3

CuSO4+4NH3 [NH3 Cu NH3 ]2+SO42-


NH3

Или сокращенно: CuSO4+4NH3 [Cu(NH3)4]SO4

Сульфат тетрааммин меди (II)

Комплексные соединения находят широкое применение аналитической химии для определения многих ионов. Например, определения Fe2+ и Fe3+ путем следующих реакций:

3FeCl2+2K3 [Fe (CN) 6] Fe3 [Fe (CN) 6]2 + 6KCl

гексациано- гексациано-

феррат (Ш) феррат (Ш)железа (Ш)

калия (красная (турбулевая соль).

кровяная соль)


3Fe2++2[Fe(CN)6]3- Fe3[Fe(CN)6]2

4FeCl3+3K4 [Fe(CN6)] Fe4[Fe(CN)6]3 +|2KC|

гексациано- гексациано-

феррат (II) феррат (II)железа (Ш)

калия (желтая (берлинская лазурь).

кровяная соль)

4FeCl3+3[Fe(CN)6]4- Fe4[Fe(CN)6]3



































Заключение.

Целью моего реферата было изучение общих сведений о комплексных соединениях, более детально рассмотреть строение.

Комплексные соединения составляют наиболее обширный и разнообразный класс неорганических веществ. К ним принадлежат также многие металлоорганические соединения, связывающие воедино ранее разобщенные неорганическую химию и органическую химию. Многие комплексные соединения - витамин В12 гемоглобин, хлорофилл и другие - играют большую роль в физиологических и биохимических процессах. Исследование свойств и пространственного строения комплексных соединений оказалось чрезвычайно плодотворным для кристаллохимии, изучающей зависимость физико-химических свойств веществ от структуры, образуемых или кристаллов, и породило новые представления о природе химической связи. К ценным результатам привело применение комплексных соединений и в аналитической химии. Успехи теоретической и прикладной химии за последние годы во многом связаны именно с изучением комплексных соединений.




















Список литературы.

1. «Общая химия» Н. Л. Глинка (Ленинград 1979 г.)

  1. А. А. Гринберг, «Введение в химию комплексных соединений», издательство
    Химия 1997 г.

  2. Ф. Б. Гликин и Н. Г. Ключников, «Химия комплексных соединений»,
    издательство Просвещение 1992 г.

  3. Ю. Д. Третьяков и Ю. Г. Метлин, «Основы общей химии», издательство
    Москва Просвещение 1980 г.

  4. Приложение к газете. Первое сентября, химия 1997 г.

  5. Ф. Г. Фельдман и Г. Е. Рудзитис, «Основы общей химии», издательство
    Москва Просвещение 1999 г.






















1Авиация и космонавтика
2Архитектура и строительство
3Астрономия
 
4Безопасность жизнедеятельности
5Биология
 
6Военная кафедра, гражданская оборона
 
7География, экономическая география
8Геология и геодезия
9Государственное регулирование и налоги
 
10Естествознание
 
11Журналистика
 
12Законодательство и право
13Адвокатура
14Административное право
15Арбитражное процессуальное право
16Банковское право
17Государство и право
18Гражданское право и процесс
19Жилищное право
20Законодательство зарубежных стран
21Земельное право
22Конституционное право
23Конституционное право зарубежных стран
24Международное право
25Муниципальное право
26Налоговое право
27Римское право
28Семейное право
29Таможенное право
30Трудовое право
31Уголовное право и процесс
32Финансовое право
33Хозяйственное право
34Экологическое право
35Юриспруденция
36Иностранные языки
37Информатика, информационные технологии
38Базы данных
39Компьютерные сети
40Программирование
41Искусство и культура
42Краеведение
43Культурология
44Музыка
45История
46Биографии
47Историческая личность
 
48Литература
 
49Маркетинг и реклама
50Математика
51Медицина и здоровье
52Менеджмент
53Антикризисное управление
54Делопроизводство и документооборот
55Логистика
 
56Педагогика
57Политология
58Правоохранительные органы
59Криминалистика и криминология
60Прочее
61Психология
62Юридическая психология
 
63Радиоэлектроника
64Религия
 
65Сельское хозяйство и землепользование
66Социология
67Страхование
 
68Технологии
69Материаловедение
70Машиностроение
71Металлургия
72Транспорт
73Туризм
 
74Физика
75Физкультура и спорт
76Философия
 
77Химия
 
78Экология, охрана природы
79Экономика и финансы
80Анализ хозяйственной деятельности
81Банковское дело и кредитование
82Биржевое дело
83Бухгалтерский учет и аудит
84История экономических учений
85Международные отношения
86Предпринимательство, бизнес, микроэкономика
87Финансы
88Ценные бумаги и фондовый рынок
89Экономика предприятия
90Экономико-математическое моделирование
91Экономическая теория

 Анекдоты - это почти как рефераты, только короткие и смешные Следующий
Не тратьте деньги на одежду... Тратьте деньги на путешествия... Какая разница, сколько лет вашим кедам, если вы гуляете в них по Парижу.
Anekdot.ru

Узнайте стоимость курсовой, диплома, реферата на заказ.

Банк рефератов - РефератБанк.ру
© РефератБанк, 2002 - 2017
Рейтинг@Mail.ru