Sprawozdanie 4 GIG B chemia labor.doc

I.                   Wstęp teoretyczny:

Aby mówić o związkach kompleksowych należy znać budowę atomu. Atom zbudowany jest z jądra oraz krążących dookoła niego po orbitach elektronów. Orbity te są nazywane orbitalami elektronowymi. Natomiast kilka takich orbitali tworzy powłokę elektronową.

Powłoka elektronowa - (poziom energetyczny) zbiór stanów kwantowych o tej samej wartości głównej liczby kwantowej. W chemii za powłokę elektronową wokół danego atomu uważa się zbiór orbitali atomowych mających tę samą główną liczbę kwantową n. Kolejnym wartościom n przypisane są kolejne powłoki: K, L, M, N, O, P i Q. Powłoki składają się z różnej liczby podpowłok elektronowych, odpowiadających określonym rodzajom orbitali atomowych:

·         K - jeden orbital s - może pomieścić maksymalnie 2 elektrony

·         L - jeden s i 3 orbitale p - może pomieścić maksymalnie 8 elektronów

·         M - jeden s, 3 p i 5 d - może pomieścić maksymalne 18 elektronów

·         N - jeden s, 3 p, 5 d i 7 f - może pomieścić maksymalne 32 elektrony

·         itd.

Atomy gazów szlachetnych mają całkowicie zapełnione powłoki elektronowe, atomy pozostałych pierwiastków chemicznych mają częściowo nie zapełnione powłoki elektronowe, dzięki czemu są zdolne do tworzenia wiązań chemicznych z innymi atomami. W ten sposób pierwiastki z grupy 18 ze względu na kompletne zapełnienie elektronami ostatniej podpowłoki mogą służyć do uproszczonego zapisu konfiguracji elektronowej. Ostatnia powłoka jest nazywana powłoką walencyjną.

Powłoka walencyjna - ostatnia, najdalej odsunięta od jądra powłoka elektronowa atomu. Elektrony na niej są najsłabiej związane z atomem i mogą uczestniczyć w tworzeniu wiązań chemicznych. Ilość elektronów znajdujących się na powłoce walencyjnej określa numer grupy w układzie okresowym. Ilość elektronów na ostatniej powłoce jest równa wartościowości.

Metale przejściowe - pierwiastki chem., których atomy mają niecałkowicie zapełnione podpowłoki elektronowe d (pierwiastki zewnętrznoprzejściowe) lub f (pierwiastki wewnętrznoprzejściowe) w powłokach wewnętrznych. Metale grupy mają właściwości pośrednie między metalami alkalicznymi a metalami z bloku p układu okresowego. Wspólną cechą prawie wszystkich tych pierwiastków jest zdolność do tworzenia złożonych kompleksów, z których bardzo wiele wykazuje intensywne zabarwienie. Do metali tych należą np. itr, cyrkon.

Wiązanie chemiczne - są to charakterystyczne oddziaływania występujące pomiędzy atomami, grupami atomów, jonami lub cząsteczkami.
Wiązania chemiczne powstają w wyniku oddziaływania, przyjmowania lub uwspólniania elektronów walencyjnych reagujących ze sobą atomów. Najczęściej spotykanymi typami wiązań chemicznych są:

Wiązanie jonowe -  polega na przejściu jednego lub kilku elektronów walencyjnych z atomów pierwiastka elektrododatniego do atomów pierwiastka elektroujemnego.
Atom pierwiastka oddający eletrony staje się kationem, a atom przyjmujący elektrony staje się anionem. Powstałe różoimienne jony przyciągają się siłami elektrostatycznymi, tworząc wiązanie - sieć jonową. Wiązanie jonowe jest wiązaniem silnym. Występuje np. w NaCl.

Wiązanie kowalencyjne - polega na utworzeniu wspólnej pary elektronów (wiązanie pojedyncze), dwóch wspólnych par elektronów (wiązanie podwójne) lub trzech wspólnych par elektronów (wiązanie potrójne), przez dwa atomy, z których każdy dostarcza do wytworzenia wspólnego dubletu (lub dubletów) taką samą liczbę niesparowanych elektronów.
Wiązania kowalencyjne występują pomiędzy pierwiastkami, w których różnica elektroujemności jest równa 0. Przykładami takiego wiązania są cząsteczki dwuatomowe: H2, O2, N2, Cl2, Br2, I2. Wiązanie to jest mocnym wiązaniem.

Wiązanie metaliczne - powstanie wiązania metalicznego polega na przekształceniu atomów tego samego metalu lub atomów różnych metali w zbiór kationów i swobodnie poruszających się między nimi elektronów. Wiązanie metaliczne może istnieć w stanie stałym lub ciekłym.

Wiązanie wodorowe - jest to oddziaływanie (zwykle słabe) między kowalencyjnie związanym atomem wodoru i należącym do innej cząsteczki atomem silnie elektroujemnym, dysponującym wolną parą elektronową.Atom wodoru (proton) może byś związany równocześnie z dwoma atomami, jeśli mają one małe wymiary i dużą elektroujemność. Wiązanie wodorowe występuje najczęściej w związkach wodoru z fluorem, chlorem, tlenem, azotem.Wiązanie wodorowe występuje np.: między cząsteczkami wody.

Związek kompleksowy - to związki chemiczne, w których można wyróżnić jeden lub więcej atomów centralnych, otoczonych przez inne atomy lub ich grupy zwane ligandami, przy czym przynajmniej jedno wiązanie atomu centralnego z ligandem ma charakter wiązania koordynacyjnego.

Atom centralny - atom wchodzący w skład związku chemicznego, wokół którego skoordynowane są inne atomy lub ich grupy zwane ligandami. W związkach kompleksowych atomami centralnymi są zazwyczaj metale lub metaloidy. Mogą to być zarówno pierwiastki grup głównych jak i pobocznych. Np.   Na[Al(OH)4] - centralnym atomem jest glin (Al).

Ligandy - atomy, cząsteczki lub aniony, które są bezpośrednio przyłączone do atomu centralnego lub kationu centralnego. Ligandami mogą być: NH3 – amina, H2O – akwa, CO – karbony, Cl – chloro, NO – nitrozyl, Br- bromo, S2O3 – tiasiarczano, OH – hydrokso.

Liczba koordynacyjna - Jest to liczba bezpośrednich wiązań σ występujących między centralnym atomem a ligandami do niego przyczepionymi. Liczba koordynacyjna jest wielkością, która służy do stwierdzania, czy dany kompleks jest w stanie przyjąć jeszcze jakieś dodatkowe ligandy, czy też jego sfera koordynacyjna jest już całkowicie zapełniona.

Nazewnictwo związków kompleksowych:

Nazwy związków kompleksowych można utworzyć według następującego schematu:

                                                      [Ag(NH3)2]Cl

1.      Ag jest atomem centralnym, natomiast NH3 jest ligandem.

2.      Pierwiastek który jest poza nawiasem kwadratowym jest jest wymieniany w pierwszej kolejności jako np. w tym przypadku chlorek.

3.      Następnie w drugim członie nazwy zapisujemy ligandy oraz ich liczbę ( w tym przypadku jest diamina)

4.      Ostatnią czynnością będzie zapisanie w drugim członie nazwy atomu centralnego, czyli srebra.

Pełna nazwa powyższego związku brzmi: Chlorek diaminasrebra .

II.               Doświadczenia:

Doświadczenie 1:

Wstęp:

Ćwiczenie polegało na określeniu związku kompleksowego srebra o liczbie koordynacyjnej LKAg = 2. W tym celu do probówki z AgNO3 należało dodać HCl, a następnie powstały związek zadać NH4OH.

Obserwacje:

Po dodaniu do AgNO3 kwasu solnego powstaje biały, serowaty osad. Natomiast po dodaniu wodorotlenku amonu osad roztwarza się i powstaje klarowny roztwór.

Wnioski:

Po dodaniu do AgNO3 kwasu solnego HCl otrzymujemy chlorek srebra AgCl, który jest osadem oraz kwas azotowy (V) HNO3.

                                  AgNO3    +     HCl       =       AgCl        +       HNO3

                                          Azotan (V) srebra          kwas solny                  chlorek srebra              kwas azotowy (V)

Reakcje dysocjacji tych związków są następujące:

           AgNO3    =      Ag+    +     NO3-              

                                   Kation srebra       anion azotanu             

               HCl     =     H+   +     Cl-                      HNO3   =      H+       +      NO3-

Dla AgCl dysocjacja jonowa nie zachodzi ponieważ jest osadem.

D AgCl dodajemy wodorotlenku amonu NH4OH  co spowodowało roztworzenie się osadu. Reakcja jest następująca.

                                           AgCl      +       2 NH4OH      =        [Ag(NH3)2]Cl    +      2 H2O

                                                                         Wodorotlenek amonu            chlorek diaminasrebra                          woda

NH4OH   =    NH4+      +       OH-

                 Kation amonu              Anion wodorotlenku

[Ag(NH3)2]Cl       =        [Ag(NH3)2]+          +          Cl-

                                     Kation diaminasrebra                                      anion chloru

...