рефераты конспекты курсовые дипломные лекции шпоры

Реферат Курсовая Конспект

В анализе

В анализе - раздел Химия, Пособие по аналитической химии Многие Комплексные Соединения Обладают Целым Рядом Свойств, Таких Как Характе...

Многие комплексные соединения обладают целым рядом свойств, таких как характерная окраска, высокая прочность, малая растворимость, открывающих широкие возможности использования процессов комплексообразования для различных целей анализа: открытие ионов, повышение избирательности реакций, разделение групп, маскировка и демаскировка, растворение осадков, концентрирование, а также в различных химических и физических методах количественного анализа.

1. Открытие отдельных ионов.

Ион калия можно открыть по образованию в нейтральной среде кристаллического осадка ярко – желтого цвета:

2KCl + Na3[Co(NO2)6] = K2Na[Co(NO2)6]↓ + 2NaCl

Ион Fe3+ открывают по образованию осадка гексацианоферрата (II) железа (III) (берлинская лазурь), имеющего ярко – синий цвет:

4FeCl3 + 3K4[Fe(CN)6] = Fe4[Fe(CN)6]3↓ + 12KCl

Ион Fe2+ открывают по образованию осадка гексацианоферрата (III) железа (II) (турнбулева синь), имеющего темно-синий цвет:

3FeSO4 + 2K3[Fe(CN)6] = Fe 3[Fe(CN)6]2↓ + 3K2SO4

Ионы Cu2+ c K4[Fe(CN)6] образуют в нейтральных или слабокислых растворах гексацианоферрат(II) меди – осадок красного цвета:

2CuSO4 + K4[Fe(CN)6] = Cu2[Fe(CN)6]↓ + 2K2SO4

Ион Zn2+ с K4[Fe(CN)6] дает осадок белого цвета – гексацианоферрат (II) калия-цинка:

3ZnSO4 + 2K4[Fe(CN)6] = K2Zn3[Fe(CN)6]2↓ + 3K2SO4

Ионы Cu2+ с избытком водного раствора аммиака дают раствор ярко-синего цвета. Цвет раствору придает сульфат тетраамминмеди (II): CuSO4 + 4NH3 = [Cu(NH3)4]SO4

Ионы CNS- можно обнаружить по образованию с ионами Fe3+ комплексного соединения [Fe(CNS)3], имеющего красный цвет.

2. Для разделения ионов.

Ионы Cu2+, Co2+, Ni2+ можно отделить от ионов Fe2+, Fe3+, Bi3+, Mn2+, Mg2+ действием концентрированного раствора аммиака при нагревании. При этом ионы Cu2+, Co2+, Ni2+ переходят в раствор в виде комплексных аммиакатов: [Cu(NH3)4]2+, [Co(NH3)6]2+, [Ni(NH3)6]2+, а катионы V группы оседают в виде гидроксидов белого или бурого цвета.

По систематическому ходу анализа катионов I - III групп ионы кальция рекомендуется открывать, переводя их предварительно, действием сульфата аммония в раствор, в виде непрочного комплексного иона [Cа(SO4)2]2-, который затем легко разрушается действием щавелевокислого аммония (NH4)2C2O4 (образуется осадок CaC2O4) или спиртом, или ацетоном (образуется осадок CаSO4).

3.Для маскировки и демаскировки.

Во многих случаях комплексообразование используют для маскировки мешающих ходу анализа ионов. Для этой цели подбираются соединения, связывающие мешающие ионы в прочные бесцветные соединения. Например, ионы Fe3+ мешают обнаружению ионов Co2+ с помощью тиоцианата аммония NH4CNS. Катион кобальта Co2+ дает с этим реагентом соединение синего цвета:

Co2+ + 4CNS- = [Co(CNS)4]2- ,

а катион Fe3+ - соединение [Fe(CNS)3] интенсивно красного цвета, которое делает незаметным синее окрашивание. Ионы железа (III) маскируют добавлением в анализируемый раствор одного из реагентов, содержащих фторид-ионы, фосфат-ионы, оксалат-ионы, тартрат-ионы, с которыми они образуют бесцветные прочные комплексные ионы: [FeF6]3-, [Fe(PO4)2]3-, [Fe(C2O4)3]3-, [Fe(C4H4O6)3]3-.

Эти комплексные ионы настолько прочные, что даже чувствительные реагенты на Fe3+ не обнаруживают их в растворе, комплексное соединение не образуется, что дает возможность наблюдать синее окрашивание, свидетельствующее о наличии ионов кобальта, и, таким образом, обнаруживать их в растворе в присутствии ионов железа.

Для открытия ионов Cd2+ в виде желтого осадка сульфида кадмия CdS в присутствии ионов Cu2+ (дает с ионом S2- осадок CuS черного цвета) ионы меди маскируют тиомочевинной CS(NH2)2. Ионы меди связываются в прочный комплекс, черного осадка не образуется, что дает возможность наблюдать осадок желтого цвета и, таким образом, обнаруживать ионы кадмия в присутствии ионов меди. Ион меди в этом случае можно связать и с помощью цианид-ионов в прочный комплекс. Образующийся при этом комплексный ион [Cd(NH)4]2- мало устойчив, и концентрация ионов Cd2+ в растворе оказывается достаточной для образования осадка сульфида кадмия.

В некоторых случаях необходимо провести процесс, обратный маскировке, т.е. осуществить демаскирование. Наличие анионов фтора в растворе (фторид-ион связывает Fe3+ в бесцветный прочный комплекс [FeF6]3-) не позволяет провести обнаружение самих ионов Fe3+. Вводя ионы алюминия, образующие еще более прочные комплексы с фторид-ионом [AlF6]3-, чем ионы Fe3+, можно демаскировать ион Fe3+ и провести его обнаружение одной из характерных реакций:

Fe3+ + 3CNS- = [Fe(CNS)3].

4. Растворение малорастворимых соединений.

Процесс комплексообразования позволяет осуществить перевод в раствор соединений, практически нерастворимых в воде, в кислотах и щелочах. Осадок AgCl в кислых средах не растворяется, но может быть растворен в растворе аммиака. При этом образуется комплексный ион [Ag(NH3)2]+:

AgCl↓ + 2NH4OH = [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O

Нерастворимые соли ртути (II), серебра, железа (II) можно растворить в избытке электролита с одноименным ионом:

HgI2↓ + 2I- = [HgI4]2-;

AgCN↓ + CN- = [Ag(CN)2]-;

Fe(CN)2↓ + 4CN- = [Fe(CN)6]4-.

Используя процесс комплексообразования, можно разделить достаточно сложные смеси соединений, нерастворимых в воде и кислотах. Например, если на смесь AgBr и AgI подействовать аммиаком, то в осадке остается иодид серебра, а бромид растворяется с образованием аммиаката серебра [Ag(NH3)2]Br. Иодид серебра, в свою очередь, можно перевести в раствор, используя цианид-ионы, при этом образуется комплексный ион [Ag(CN)2]-.

Даже металлическое серебро и золото при доступе кислорода растворяются в цианидах щелочных металлов с образованием комплексных ионов:

4Au + 8NaCN + O2 + 2H2O = 4Na[Au(CN)2] + 4NaOH

Цианидные комплексы достаточно прочные, что делает возможным процесс их образования даже при очень малых концентрациях в растворе ионов комплексообразователей. Поэтому в аналитической практике широко используется образование комплексных соединений цианидов для растворения многих нерастворимых сульфидов, оксидов, гидроксидов: CuS, ZnO, HgO, NiO, Ni(OH)2, Co(OH)2 и др.:

HgO↓ + 4CN + H2O = [Hg(CN)4]2- + 2OH

Процесс комплексообразования может оказывать помехи при открытии ионов. Например, в присутствии тартратов (соли винной кислоты H2C4H4O6) при добавлении к раствору, содержащему ионы Al3+ ионов OH осадок Al(OH)3 не образуется. Это объясняется образованием прочного комплексного иона алюминия с тартратом [Al(C4H4O6)3]3-, который не разлагается щелочью.

Подобно этому, невозможно открытие традиционными реактивами ионов Fe3+, если в растворе одновременно присутствуют ионы, связывающие ион Fe3+ в прочный комплекс. В этих случаях необходимо предварительно удалить мешающие ходу анализа ионы, или замаскировать их, связав в еще более прочный комплекс, или разрушить имеющиеся в растворе комплексные соединения, подобрав для этой цели соответствующие реагенты.

5. Подбор реагентов, разрушающих комплексные ионы.

В тех случаях, когда это необходимо, комплексные соединения можно разрушить, при этом возможно выпадение осадка, что послужит аналитическим сигналом присутствия искомого иона. Для осуществления разрушения комплексов необходимо подобрать соответствующие реагенты, учитывая равновесные процессы, имеющие место при диссоциации комплексных ионов. Рассмотрим процессы разрушения комплексного иона аммиаката серебра, осуществляемые при открытии ионов серебра в ходе анализа второй аналитической группы. Вторая аналитическая группа осаждается из исследуемого раствора в виде хлоридов (AgCl, PbCl2, Hg2Cl2). При обработке этого осадка раствором аммиака ионы серебра переходят в раствор в виде комплексной соли:

AgCl↓ + 2NH3 = [Ag(NH3)2]Cl

Механизм разрушения можно представить в виде следующих схем:

а) разрушающий реагент – кислота (например, азотная)

[Ag(NH3)2]Cl → [Ag(NH3)2]+ + Cl

↑↓ + Ag+ AgCl↓

2NH3

+ 2[NH4]+

(HNO3) 2H+

б) разрушающий реагент – ионы йода (например, KJ)

[Ag(NH3)]Cl →[Ag(NH3)]+ + Cl-

↑↓

2NH3 + Ag+

+ J AgJ↓

В первом случае (а) введение ионов водорода способствует связыванию одного из продуктов диссоциации комплексного иона серебра в прочный комплексный ион [NH4]+, при этом равновесие вторичной диссоциации смещается вправо, в растворе накапливаются ионы серебра Ag+, ионное произведение [Ag+][Cl-] достигает величины произведения растворимости (ПР = 1,78×10-10), что проявляется внешним эффектом – выпадением белого осадка AgCl↓.

Во втором случае (б) при добавлении к раствору комплексной соли серебра ионов I выпадает осадок AgI↓ желтого цвета. Почему? Произведение растворимости иодида серебра ПРAgI =8,3×10-17 говорит о меньшей растворимости иодида серебра по сравнению с хлоридом серебра ПРAgCl = 1,78×10-10. Концентрации ионов серебра, образующихся при диссоциации комплексного иона [Ag(NH3)2]+, недостаточно для образования осадка AgCl, но вполне достаточно для образования осадка AgI.

Рассмотрим еще один пример подбора реагентов для разрушения комплексных ионов. Даны растворы двух комплексов серебра [Ag(NH3)2]+ и [Ag(CN)2]-. Если к пробам из первой (1) и второй (2) пробирок добавить раствор хлорида калия, то осадок не выпадает, при добавлении раствора иодида калия осадок желтого цвета AgI↓ выпадет только в пробе первого раствора, а во второй – нет, а при добавлении раствора сероводородной воды H2S осадок черного цвета Ag2S↓ выпадает и в первой и во второй пробах:

а) раствор KCl

б) раствор KJ

в) раствор H2S Ag2S↓

Комплексный ион цианида серебра прочнее, чем аммиакат (KH[Ag (CN)2]- = 1,4×10-20, KH[Ag (NH3)2]+ = 5,8×10-8) и поэтому его труднее разрушить. Сравнение растворимостей осадков позволяет продолжить ответ на вопрос, почему H2S разрушает оба комплекса, KI – только аммиакат, а KCl не разрушает ни того, ни другого: Р(Ag2S) = 2,4×10-17 моль/л; Р(AgJ) = 9,2×10-9 моль/л; Р(AgCl) = 1,3×10-5 моль/л.

Таким образом, в зависимости от прочности комплексного иона необходимо подбирать такой ион осадитель, чтобы ионное произведение в растворе достигло произведения растворимости.

В общем случае разрушение комплексного иона происходит, если при действии какого-либо реагента в качестве продуктов реакции образуются малорастворимые соединения или слабые электролиты (в качестве таковых могут выступать и другие, более прочные комплексные ионы).

Используя последовательно процессы образования и разрушения комплексных ионов, можно осуществлять взаимные переходы одних соединений в другие. Например:

Ag+AgCl↓[Ag(NH3)2]+AgI↓[Ag(CN)2]Ag2S↓

Комплексообразование может оказывать влияние и на изменение кислотно-основных, окислительно-восстановительных свойств соединений, что также находит место в химическом анализе. Комплексообразование широко применяют в экстракционном концентрировании и разделении веществ. Например, многие катионы экстрагируются из водных растворов хлороформом в виде комплексов с анионами CNS, Cl, Br и др. Экстракцию ионов из водных растворов проводят обычно, используя способность многих органических лигандов избирательно образовывать комплексные соединения. Органические реактивы применяют для обнаружения и количественного определения микроэлементов (Cu, Zn, Co, Ni, Mn и др.) в растительных объектах, почве. Широкое применение находят процессы комплексообразования в количественном анализе.

– Конец работы –

Эта тема принадлежит разделу:

Пособие по аналитической химии

Федеральное агентство по образованию.. ГОУ ВПО Орловский государственный университет.. Э Р Оскотская..

Если Вам нужно дополнительный материал на эту тему, или Вы не нашли то, что искали, рекомендуем воспользоваться поиском по нашей базе работ: В анализе

Что будем делать с полученным материалом:

Если этот материал оказался полезным ля Вас, Вы можете сохранить его на свою страничку в социальных сетях:

Все темы данного раздела:

Чувствительность, специфичность и избирательность аналитических реакций
В качественном анализе большое значение имеет чувствительность аналитических реакций. Знание чувствительности реакций и умение рассчитать ее позволяют сознательно выбирать необходимые реактивы, бра

Гидролиз по катиону
Гидролизу по катиону подвергаются соли, в состав которых входят катионы, сильно поляризующие молекулы воды: однозарядные: NH4+, Cu+, Ag+;

Гидролиз по аниону
С молекулами воды образуют достаточно прочные водородные связи многие анионы, из них: однозарядные: CN-, NO2-, HCOO-, ClO-, CH3

Гидролиз по катиону и аниону
Соли, образованные катионами и анионами, в значительной степени поляризующими молекулы воды, гидролизуются и по катиону и по аниону. NH4+ + CN- + H2

Необратимый гидролиз
Возможность протекания гидролиза необходимо учитывать при сливании растворов солей, содержащих катионы и анионы, способные поляризовать молекулы воды.   Таблица IV.1

Расчет константы гидролиза, степени гидролиза и рН растворов гидролизующихся солей
Динамическое равновесие в водных растворах гидролизующихся солей подчиняется закону действующих масс и может быть охарактеризовано константой гидролиза (Кгидр). Константой гидро

Вычисление ступенчатых констант гидролиза солей слабых двухосновных кислот
Выведенные выше формулы предназначены для вычисления Кгидр, hгидр, [Н+], рН растворов солей, являющихся бинарными электролитами, т.е. если гидролиз протекает только

Факторы, влияющие на степень гидролиза солей
Степень гидролиза – hгидр – дает количественную характеристику способности солей вступать в реакции гидролиза. Она зависит от природы гидролизующейся соли (чем меньше степень электролити

В качественном анализе
Явление гидролиза широко используется в химическом анализе для различных целей. 1. Для подавления гидролиза, что позволяет получать устойчивые при хранении растворы. Для этой цели в раство

Решение типовых задач
Задача 1. Вычислить константу гидролиза Кгидр, степень гидролиза hгидр и рН 0,01 М раствора хлорида аммония при t = 25 оС. Решение.

Использование процессов образования и растворения осадков в анализе
Реакции осаждении лежат в основе ряда аналитических операций и широко используются для различных целей анализа: 1. Обнаружение ионов в растворе (осадок – аналитический сигнал) по образован

Равновесие в системах осадок Û раствор. Произведение растворимости. Константа растворимости
При аналитических исследованиях очень важно знать последовательность осаждения ионов из раствора, полноту осаждения, растворимость осадков, условия образования осадков, условия переведения того или

Факторы, влияющие на растворимость осадков
В анализе – как качественном, так и количественном – большое значение имеет полнота осаждения. Любое малорастворимое соединение не полностью выпадет в осадок, а часть его всегда остается в растворе

Влияние избытка осадителя на полноту осаждения
Введение в раствор избытка одноименных ионов влечет за собой дополнительное выпадение осадка. Это явление очень широко используется в аналитической практике. Качественно наблюдаемый эффект можно об

Образование и растворение осадков
Осадок малорастворимого электролита образуется только тогда, когда ионное произведение (ИП) превысит при данной температуре величину его произведения растворимости. Если ИП < ПР – р-р н

Влияние на растворимость осадка других сильных электролитов. Солевой эффект
На растворимость осадков оказывают влияние не только сильные электролиты с одноименными ионами. В присутствии других сильных электролитов, не имеющих общих с осадком ионов, растворимость осадка изм

Решение типовых задач
Вычисление растворимости (Р) по произведению растворимости (ПР) Величины произведений растворимости для малорастворимых соединений приведены в та

По растворимости
Задача 1.Вычислить произведение растворимости бромида серебра, если растворимость его при этой температуре равна 7,28 · 10-7 моль/л. Решение. Составляем

Образование и растворение осадков
Задача 1. Образуется ли осадок при сливании равных объемов 0,0002 М раствора нитрата серебра и 0,0004 М раствора хлорида натрия? Температура растворов 20оС. ПРAgCl

Малорастворимых электролитов
Задача 1. В насыщенном растворе сульфата свинца концентрация сульфат-ионов увеличена в 100 раз. Чему станет равна концентрация ионов свинца? Как она изменится и во сколько раз? ПР

Солевой эффект
Задача 1. Вычислить растворимость сульфата бария в воде, в 0,01 молярном растворе хлорида натрия. ПР= 1,1·10-10.

Комплексные соединения, их состав и строение
Комплексными соединениями называют определенные молекулярные соединения, при сочетании компонентов которых образуются положительно или отрицательно заряженные ионы, способные существовать как в кри

Номенклатура комплексных соединений
В настоящее время общепринята рациональная номенклатура, основанная на рекомендациях Международного союза по чистой и прикладной химии*. Рассмотрим, как составить по этой номенклатуре назв

Константа нестойкости
В водных растворах комплексные соединения диссоциируют в две стадии. Первая стадия протекает по типу сильных электролитов, т.е. идет процесс полной диссоциации на внутреннюю и внешнюю сферу:

Решение типовых задач
Задача 1. Вычислить равновесную концентрацию иона меди Cu2+ и степень диссоциации комплексного иона в 0,01 М растворе [Cu(NH3)4]SO4, К

Органические реагенты в анализе
Реакции с органическими реактивами являются высокочувствительными и достаточно специфическими, что дает возможность широко использовать их как в качественном, так и в количественном анализе (в проб

Для самостоятельной работы
1. Назовите следующие комплексные соединения: а) [Co(NH3)3]Cl3; б) [Cu(NH3)4]SO4; в) [Al(H

Реакций
Реакции окисления–восстановления делят на три группы: внутримолекулярные, межмолекулярные и реакции диспропорционирования. 1. Внутримолекулярные – это реакции, протекающие с изменением сте

Окислительно-восстановительных реакций
Наиболее часто применяются два метода составления окислительно-восстановительных реакций: электронного баланса и ионно-электронный, его еще называют метод полуреакций. Метод электронного баланса до

В анализе
Реакции окисления-восстановления широко используются в аналитической химии для различных целей: для открытия ионов, для разделения смеси ионов, для переведения малорастворимых осадков в раствор, дл

Потенциалы. Уравнение Нернста
Способность терять или присоединять электроны различна у различных атомов, ионов или молекул. Количественной характеристикой способности электронов к переходу от одних атомов или ионов к д

Процессах. Константа равновесия
Химическое равновесие в обратимых окислительно-восстановительных реакциях можно охарактеризовать константой равновесия. Проведём вычисление константы равновесия на примере взаимодействия: Sn2+

Решение типовых задач
Задача 1. В каком направлении пойдёт реакция между оксидом свинца (IV) и иодидом калия в кислой среде в стандартных условиях? Решение. По табл. III находим стандарт

Хотите получать на электронную почту самые свежие новости?
Education Insider Sample
Подпишитесь на Нашу рассылку
Наша политика приватности обеспечивает 100% безопасность и анонимность Ваших E-Mail
Реклама
Соответствующий теме материал
  • Похожее
  • Популярное
  • Облако тегов
  • Здесь
  • Временно
  • Пусто
Теги