1

PRACOWNIA CHEMII NIEORGANICZNEJ KATEDRA CHEMII OGÓLNEJ I NIEORGANICZNEJ UNIWERSYTETU ŁÓDZKIEGO (studia zaoczne, IV rok , 2008/ 2009)

WYKAZ ĆWICZEŃ :

1. Wyznaczanie potencjału formalnego redoks układu Fe(III) / Fe(II) oraz wpływ wybranych czynników na jego wartość. 4. Pehametryczne wyznaczanie warunkowych stałych protonowania ligandu. 5. Pehametryczne wyznaczanie stałych trwałości związków kompleksowych .

6. Badanie kinetyki hydrolizy kwasowej jonu tris(1,10-fenantrolina) żelazowego (II).

9. Synteza kompleksów kobaltu i wyznaczanie ich przewodnictwa molowego.

GRAFIK PRACOWNI :

Nr pracowni Grupa

I II III IV V

A 1 4 5 6 K B 4 5 6 9 K C 4 6 9 1 K D 9 1 4 5 K E 6 9 1 4 K

Data

gdzie : K - kolokwium , 1 – 9 – numery wykonywanych ćwiczeń w pracowni .

2

ZAKRESY TEMATYCZNE WSTĘPÓW TEORETYCZNYCH DLA POSZCZEGÓLNYCH ĆWICZEŃ .

UWAGA: Przedstawione tematy stanowią wymagane minimum, które należy uwzględnić przy opracowywaniu wstępów. Oczywiście tematykę można dowolnie rozszerzać, tak by stanowiła ona pomoc w przygotowaniu się do kolokwiów. Z drugiej strony należy zadbać, aby wstępy były możliwie zwięzłe i ściśle dotyczyły podanego tematu. Poniższe tematy pokrywają się z zakresami wymagań na kolokwia.

ĆWICZENIE 1. Potencjał redoks układu: standardowy, formalny, rzeczywisty. Typy i rodzaje elektrod. Potencjały elektrod. Szereg elektrochemiczny (napięciowy) metali i jego wykorzystanie. Zależność pomiędzy aktywnością pierwiastka a jego położeniem w szeregu elektrochemicznym. Czynniki wpływające na wartość potencjału redoks układu: wpływ elektrolitu podstawowego, odczynu roztworu, kompleksowania i rozpuszczalnika. Teoria Pearsona twardych i miękkich kwasów i zasad i jej zastosowanie. ĆWICZENIE 4. Teoria pola krystalicznego. Kompleksy wysoko- i niskospinowe. Energia stabilizacji pola krystalicznego. Trwałość związków kompleksowych i czynniki wpływające na nią. Pehametryczne i spektroskopowe metody wyznaczania stałych protonowania ligandów. ĆWICZENIE 5. Pehametryczne metody wyznaczania stałych trwałości związków kompleksowych. Metody opracowania danych. Niepehametryczne metody wyznaczania stałych trwałości związków kompleksowych ( potencjometryczne, spektroskopowe UV/VIS ) - ogólne informacje ( zasady pomiarów ). ĆWICZENIE 6. Energia aktywacji. Kompleksy labilne i inertne. Mechanizmy reakcji wymiany ligandu ( podstawienia ) w związkach kompleksowych. Hydroliza jonów kompleksowych. Mechanizm hydrolizy w zależności od środowiska oraz od budowy kompleksu. Reakcje przeniesienia elektronów - mechanizmy zewnątrz- i wewnątrzsferowe. Stabilizacja wysokich i niskich stopni utlenienia jonów metali przejściowych w związkach kompleksowych.

ĆWICZENIE 9.

Izomeria związków kompleksowych. Magnetyczne własności związków kompleksowych. Barwa związków kompleksowych. Kompleksy chelatowe i wielordzeniowe.

3

ZALECANA LITERATURA ( materiały można znaleźć także w innych podręcznikach ):

1. Materiał z wykładów: „Chemia nieorganiczna I” oraz „Chemia związków

kompleksowych”.

2. H.Scholl, T. Błaszczyk , P.Krzyczmonik, “ Elektrochemia . Zarys teorii i praktyki”,

Wyd. U Ł, 1998.

3. A. Kisza, „Elektrochemia,cz. I – Jonika”, Wyd. N – T, W-wa, 2000.

4. A. Kisza, „Elektrochemia,cz. II – Elektrodyka”, Wyd. N – T, W-wa, 2001.

5. L.Kolditz, “Chemia nieorganiczna”, rozdz.: 3,4,28,29; PWN , 1994 .

6. M. Blicharski, „Wstęp do inżynierii materiałowej”, Wyd. N-T, W-wa, 2003.

7. H. Bala, „Wstęp do chemii materiałów”, Wyd. N-T, W-wa, 2003.

8. A.Bielański, “Podstawy chemii nieorganicznej”, PWN , 2005.

9. S.F.A. Kettle , „ Fizyczna chemia nieorganiczna” , PWN , Warszawa , 1999 .

10. J.Inczedy, “Równowagi kompleksowania w chemii analitycznej”, PWN,1979.

11. A. Bartecki, „Chemia pierwiastków przejściowych”, WNT, 1997.

12. A. Hulanicki, „Reakcje kwasów i zasad w chemii analitycznej”, PWN, 1992.

13. H. Rossotti , „Równowagi jonowe”, PWN, Warszawa, 1983.

14. P.A. Cox, „Chemia nieorganiczna”, PWN, W-wa, 2003.

4

PRACOWNIA CHEMII NIEORGANICZNEJ

KATEDRA CHEMII OGÓLNEJ I NIEORGANICZNEJ UNIWERSYTETU ŁÓDZKIEGO

( studia zaoczne – IV rok ) 2008 / 2009 Imię i nazwisko: Nr grupy: Nr ćwiczenia: Temat ćwiczenia: Sprawdzenie na Zaliczenie sprawozdania (I termin): Zaliczenie sprawozdania (II termin): pracowni:

5

ĆWICZENIE 1.

WYZNACZANIE POTENCJAŁU FORMALNEGO REDOKS UKŁADU Fe(III)/ Fe(II) ORAZ WPŁYW WYBRANYCH

CZYNNIKÓW NA JEGO WARTOŚĆ.

I. ODCZYNNIKI I SPRZĘT:

1. 0,25 mol/l [ Fe2(SO4)3 ] (500 ml) 2. 0,50 mol/l [ FeSO4 ] (500 ml) 3. 3,00 mol/l [ NaNO3 lub NaClO4] (1000 ml) 4. 2,00 mol/l [ H2SO4 ] (500 ml) 5. 0,025 mol/l [ NaF ] (250 ml) 6. 0,025 mol/l [NaSCN] (250 ml) 7. 0,01 mol/l [2,2’-bipirydyna] (250 ml) 8. 0,02 mol/l [EDTA] (250 ml) 9. woda destylowana (3000 ml) 10. pipety (w): 4x5 ml, 3x1 ml, 1x25 ml, 2x0,5 ml,

1 x 2 ml, 11. kolby stożkowe 2 x 200 ml, 12. kolby miarowe 3 x 50 ml, 13. naczyńko elektrolityczne, 14. elektroda NasEK, 15. elektroda platynowa, 16. elektroda kombinowana do pomiaru pH, 17. pH-metr typ N-517.

II. WYKONANIE ĆWICZENIA :

Część 1 . Przed przystąpieniem do pomiarów przygotować przewodzącą fazę – platynę w następujący sposób: zanurzyć ją w mieszaninie chromianowej i po wyjęciu opłukać wodą destylowaną. Czynność dwukrotnie powtórzyć.

UWAGA: 1. Po przygotowaniu powierzchni fazy przewodzącej nie wolno dotykać jej palcami aby jej nie zatłuścić. 2. Przed rozpoczęciem pomiarów zmierzyć temperaturę roztworów. Otrzymaną wartość należy używać przy opracowywaniu wyników. Skonstruować układ pomiarowy i końcówki przewodników elektrod podłączyć do miernika. Do kolby stożkowej wlać następujące roztwory: 0,25 mol/l [ Fe2(SO4)3 ], 0,5 mol/l [ FeSO4 ], 2,00 mol/l [ H2SO4 ], w ilościach podanych w tabeli 2, w kolumnie 1 (roztwór 1), wymieszać i przelać do naczyńka elektrolitycznego. Zanurzyć elektrodę platynową i nasyconą elektrodę kalomelową (NasEK). Roztwory muszą być wcześniej odtlenione argonem. Wszystkie odczytywane co 1 minutę wartości SEM należy zapisywać w tabeli 1 (roztwór - potencjał –

6

czas). Pomiar można zakończyć w momencie uzyskania trzech kolejnych identycznych wartości. Następnie roztwór wylać do specjalnej butelki, przemyć naczyńko, blaszkę platynową, elektrodę kalomelową wodą destylowaną i osuszyć. Tabela 2.

Roztwór 1 2 3 4 5 6 7

0.5 mol/l FeSO4 1 ml 1,5 ml 2 ml 2,5 ml 3 ml 3,5 ml 4 ml

0.25 mol/l Fe2(SO4)3 4 ml 3,5 ml 3 ml 2,5 ml 2 ml 1,5 ml 1 ml

2 mol/l H2SO4 2,5 ml 2,5 ml 2,5 ml 2,5 ml 2,5 ml 2,5 ml 2,5 ml

Woda destylowana 42.5 ml

42.5 ml

42.5 ml

42.5 ml

42.5 ml

42.5 ml

42.5 ml

Pomiary powtórzyć dla kolejnych stężeń jonów Fe(III) i Fe(II) (roztwory 2,3,4...). Na podstawie przeprowadzonych pomiarów wyznaczyć wartość potencjału formalnego badanego układu. Ostateczne wyniki pomiarów i obliczeń zapisać w tabelce wzorowanej na tabeli 3: Tabela 3.

Pomiar dla Roztworu

Potencjał układu (SEM) [VvsNasEK]

Stężenie Fe(III)

[mol/l]

Stężenie Fe(II)

[mol/l]

Potencjał układu (SEM)

[VvsNEW]

Potencjał formalny

EF

[V]

1

2

3

....itd.

Obliczenia należy prowadzić na podstawie przekształconego równania Nernsta. W obliczeniach należy uwzględnić wartości stałych: R (gazowej) = 8.315 J/mol.K, F (Faradaya) = 96485 C/mol, potencjału nasyconej elektrody kalomelowej NasEK (0,242 V wzgl. NEW) oraz zmierzoną wartość temperatury roztworu ( w kelwinach ).

Część 2 .

Celem tej części jest stwierdzenie wpływu tworzenia kompleksów na potencjał układu redoks. Do przygotowania wszystkich roztworów (A – E) należy użyć: 0,4ml 0,02M FeSO4, 0,4ml 0,01M Fe2(SO4)3, 2ml 3M NaNO3 lub NaClO4 oraz roztworów zgodnie z podaną niżej tabelą 4. Roztwory soli żelaza należy przygotować poprzez rozcieńczenie odpowiednio odmierzonych objętości roztworów wyjściowych w kolbach miarowych (Proszę prowadzącemu przedstawić odpowiednie obliczenia! ). W każdym z przygotowanych roztworów A – E należy po 5 minutach od zmieszania wszystkich składników, wykorzystując ten sam układ pomiarowy co w części 1, zmierzyć SEM. UWAGA: Pomiar roztworu D wymaga nieco dłuższego, kilkunastominutowego (15-20 min) wyczekiwania. Stężenia wyjściowych roztworów ligandów nie są jednakowe.

7

Tabela 4. (wszystkie wartości w tabeli podane są w mililitrach).

Roztwór A B C D E

Ligand lub jego związek

Brak NaF NaSCN 2,2’-bipirydyna

EDTA

0,025 mol/l LIGANDU

0 4 4 6 ( r-r 0.01M)

4 (r-r 0.02M)

woda destylowana

37,2 33,2 33,2 31.2 33,2

Ostateczne wyniki pomiarów zapisać w tabeli 5 : Tabela 5.

Ligand

Potencjał układu (SEM)

[ VvsNasEK ]

Potencjał układu (SEM)

[ VvsNEW ]

Potencjał formalny EF [ V]

Brak F-

SCN- 2,2’-bipirydyna

EDTA

III. OPRACOWANIE WYNIKÓW :

1. Dla każdego z roztworów 1,2,3 itd wyznaczyć, korzystając z równania Nernsta, wartość potencjału formalnego i uzupełnić tabelę 3. Otrzymane wyniki uśrednić. Na podstawie zależności stałej równowagi KC reakcji : Fe3+ + e ⇔ Fe2+ od potencjału formalnego wyznaczyć jej wartość. 2. Dla każdego z roztworów A, B, C itd. Obliczyć wartość potencjału formalnego wzgl. NEW. Otrzymane wartości porównać pod kątem zmian potencjału pod wpływem odczynnika kompleksującego. Który z układów redoks ma najwyższą, a który najniższą wartość potencjału. Dlaczego te wartości są różne od wartości z części 1? W analizie wyników doświadczenia należy wziąć pod uwagę tablicowe dane stałych trwałości odpowiednich kompleksów żelaza(II) oraz żelaza(III). 3. Kiedy potencjał redoks układu Men+/Men-1+ może być większy, a kiedy mniejszy niż dla akwakompleksów. Omówić powyższe zagadnienie na podstawie teorii Pearsona. Przedyskutować wpływ kompleksowania jonów układu redoks na wartości E. W jakich warunkach wartość potencjału może zwiększyć się, a w jakich zmniejszyć w porównaniu z układem wyjściowym?

8

ĆWICZENIE 4

PEHAMETRYCZNE WYZNACZANIE WARUNKOWYCH STAŁYCH PROTONOWANIA LIGANDU.

I. ODCZYNNIKI I SPRZĘT:

- biureta 25ml - zlewki: 400ml, 100ml i 5x25ml - pipety: jednomiarowe 10 i 20ml, wielomiarowe 2, 2x5, 10 i 25ml - około 0,015M roztwór kwasu iminodioctowego IDA - 1,0 M roztwór NaNO3 ( lub KNO3 ) - około 0.1M roztwór titranta NaOH ( lub KOH ) - 0,1 M roztwór HNO3- roztwory buforowe o pH od 2 do 10. -mieszadło magnetyczne, pehametr, elektroda kombinowana.

II.WYKONANIE ĆWICZENIA :

UWAGA I. Na zajęcia należy przynieść dyskietki oraz zapoznać się z programem komputerowym „Excel”. UWAGA II. Wszystkie pomiary wykonuje się wlewając roztwory do suchych naczyń, dokładnie odmierzając objętości podane w instrukcji. UWAGA III. Miareczkowanie prowadzi się w zlewkach o pojemności 100ml. UWAGA IV. Przed rozpoczęciem miareczkowania kwasu iminodioctowego należy określić zawartość węglanów w roztworze titranta. W tym celu sporządzamy przy użyciu arkusza kalkulacyjnego wykres Grana i wykonujemy wstępne obliczenia. Wynik przedstawiamy prowadzącemu. Jeśli zawartość węglanów przekroczy 2% molowe to należy sporządzić nowy roztwór titranta. UWAGA V. Kwas iminodioctowy ( IDA ) jest α-aminokwasem dikarboksylowym. Posiada więc trzy stałe protonowania, z których jedna odpowiada protonowaniu azotu grupy -NH-, zaś dwie protonowaniu grup -COO-. UWAGA VI. Nie wylewać buforów. Po wykonaniu pomiaru należy je z powrotem wlać do odpowiednich buteleczek. WSTĘP : Metoda Grana pozwala w prosty i dokładny sposób wyznaczyć punkt równoważnikowy miareczkowania, a jednocześnie ocenić stopień przydatności titranta do prowadzenia miareczkowań. Miareczkowanie prowadzi się dodając z biurety titrant ( tu: NaOH ) do roztworu zawierającego dokładnie znaną ilość mocnego kwasu, objętość roztworu oraz elektrolit podstawowy i mierząc odczyn roztworu (pH). Titrant można dodawać dowolnymi porcjami np. po 0,5ml. Nie ma konieczności zmniejszania dozowania w pobliżu skoku

9

krzywej. Jednak miareczkowanie należy prowadzić też po przekroczeniu punktu równoważnikowego. Aby oznaczyć miano stosowanego tiranta należy sporządzić wykres zależności Φ=f(Vtitr). Postać funkcji Φ zależy od odczynu roztworu. Dla pH poniżej ( lub równego ) 7 Φ = (Vo+Vtitr)⋅ 10-pH , zaś dla pH powyżej 7 Φ = (Vo+Vtitr) ⋅ 10-pOH. W ten sposób otrzymuje się dwa odcinki przecinające oś odciętych. Punkt przecięcia się tych odcinków dla titranta nie zawierającego węglanów wyznacza punkt końcowy ( i jednocześnie równoważnikowy ) miareczkowania i umożliwia wyznaczenia stężenia roztworu zasady. W przypadku obecności węglanów oba odcinki przecinają oś OX w różnych punktach, co umożliwia wyznaczenie ich zawartości ( w procentowym ułamku molowym ). Wtedy stosuje się wzór:

( )Z

KZ

VVV

x⋅⋅−

=2

%100

w którym x oznacza zawartość węglanów w procentach molowych, VZ wartość punktu przecięcia odcinka „zasadowego” z osią OX zaś VK – „kwasowego”. Stosowanie odpowiedniej metody wyznaczania stałych protonowania ligandów ulegających co najmniej dwustopniowemu protonowaniu, zależy od różnicy pomiędzy wartościami logarytmów kolejnych stałych. W wypadku gdy: log log .K Ki i− >+1 2 8 to krzywą miareczkowania ligandu można podzielić na niezależne obszary w których występują niemal wyłącznie dwie formy kwasu czy zasady. Wtedy można zastosować metodę Bjerruma. W metodzie tej wartości logarytmów kolejnych stałych protonowania wyznacza się z następującej zależności ( dla przypadku miareczkowania całkowicie sprotonowanej formy ligandu mianowanym roztworem wodorotlenku ):

( )( ) pH

OHHcinaOHHcina

KLH

LHi

n

n +−+⋅+−

+−⋅−+−= −+

−+

][][][][1

loglog

gdzie: i - numer kolejnej stałej protonowania, n - maksymalna liczba protonów przyłączanych przez ligand, a – ułamek zmiareczkowania, c – stężenie ligandu. Jeżeli wartości kolejnych stałych protonowania różnią się od siebie o mniej niż o 2.8 jednostki logarytmicznej to wtedy należy stosować obliczenia inną metodą n.p. Schwarzenbacha. W tej metodzie na podstawie sporządzonego bilansu masy i ładunków wyprowadza się zależność:

( )( )

( )( )

][][][2][][1

][][][2][][][1

2

2

2

22

1+

−+

−+

+

−+

−++

+−−

−+−+⋅

⎥⎥⎥⎥

⎦

⎤

⎢⎢⎢⎢

⎣

⎡

+−−

−+⋅=

HOHHcaOHHca

K

HOHHcaOHHcaH

K LH

LH

LH

LH

postaci 1

12K

BA

K B= +

gdzie: ( )

( )( )( )

][][][2][][1

][][][][][1

2

2

2

2

+

−+

−+

−++

−+

+−−

−+−=

−+

−+−=

HOHHcaOHHca

B

OHHacHOHHca

A

LH

LH

LH

LH

W ten sposób po przekształceniu otrzymujemy równanie liniowe: y ax b= − +

10

gdzie y=B a x=B/A, którego współczynniki a i b znajdujemy metodą najmniejszych kwadratów. WYKONANIE : 1. Przeprowadzić kalibrację układu pomiarowego. W tym celu wyznaczyć zależność potencjału układu E od pH roztworów buforowych. Przy użyciu arkusza kalkulacyjnego sporządzić krzywą kalibracyjną E=f(pH) oraz wyznaczyć charakterystykę elektrody kombinowanej tj. wartość współczynnika ΔE/ΔpH. Wykres oraz wynik przedstawić prowadzącemu. Pomiarów dokonuje się na skali potencjałowej, a otrzymane wartości przelicza się na pH. W tym celu należy na podstawie otrzymanych wyników, metodą najmniejszych kwadratów wyznaczyć współczynniki a i b równania: E = a.pH + b, Otrzymane wartości posłużą do wyznaczenia wartości pH w dalszych częściach ćwiczenia. 2. W celu wyznaczenia miana titranta (około 0,1 M NaOH ) oraz zawartości w nim węglanów wykonać miareczkowanie roztworu powstałego przez zmieszanie: 10ml 0,1 M HNO3, 5ml 1,0 M NaNO3 ( lub KNO3 ) oraz 35ml wody destylowanej ( patrz uwagi II i III ). Titrant ( ok. 0,1M NaOH ) dodajemy porcjami po 0,5 ml. Otrzymane wyniki zebrać w tabelce. Do obliczeń zastosować metodę Grana. Wstępne obliczenia wykonuje się na pracowni dla pierwszego miareczkowania ( patrz uwaga IV ). Miareczkowanie powtórzyć. Stosując metodę najmniejszych kwadratów dla równania prostej, znaleźć objętości titranta w punkcie równoważnikowym i zawartość w nim węglanów. Otrzymane z dwóch pomiarów miana należy uśrednić i w dalszych obliczeniach uwzględniać tylko otrzymaną wartość średnią.

3. W celu wyznaczenia stałych protonowania IDA wykonać miareczkowanie roztworu powstałego przez zmieszanie: 20ml około 0,015M roztworu IDA, 5ml 1,0 M NaNO3 ( lub KNO3 ), 4ml 0,1 M HNO3 oraz 21ml wody destylowanej. Titrant dodajemy porcjami po 0,2 ml do całkowitego zmiareczkowania kwasu IDA oraz nadmiaru HNO3 tak by ułamek zmiareczkowania wynosił ok. 3,3. Odpowiednie obliczenia ( dla wyznaczonego miana titranta ) należy przedstawić prowadzącemu przed rozpoczęciem miareczkowania. Otrzymane wyniki zebrać w tabelce według wzoru:

L.p. Vtitr[ml] E [mV] VEF[ml] pH a log Ki

gdzie: Vtitr - objętość dodanego titranta, VEF - różnica pomiędzy Vtitr a objętością titranta zużytą na odmiareczkowanie nadmiaru mocnego kwasu, a - ułamek zmiareczkowania, log Ki - logarytm dziesiętny odpowiedniej stałej protonowania. 4. Miareczkowanie kwasu powtórzyć.

11

III. OPRACOWANIE WYNIKÓW :

1. Jeśli jest taka konieczność to wyznaczyć wartości pH dla punktów pomiarowych przeliczając je z wartości potencjałów - zrobić to na podstawie wyznaczonego metodą najmniejszych kwadratów równania prostej. 2. Wykreślić krzywą miareczkowania kwasu IDA mocną zasadą w układach: pH = f (Vtitr) i pH = f(a) , gdzie : a – ułamek zmiareczkowania. Z wykresu pH = f(Vtitr) obliczyć stężenie kwasu IDA (cIDA) w roztworze miareczkowanym. 3. Wyznaczyć stałe protonowania zakładając, iż różnica pomiędzy wartościami logarytmów kolejnych stałych protonowania Δ log Ki > 2,8 ( metoda Bjerruma ). Do obliczeń wykorzystać wszystkie punkty z zakresu ułamków miareczkowania: 0.2-0.8, 1.2-1.8 oraz 2.2-2.8 w zależności od wyznaczanej stałej. Otrzymane wyniki dla danych przedziałów uśrednić.

4. Jeśli różnica pomiędzy logarytmami kolejnych stałych jest mniejsza niż 2,8 to wyznaczyć odpowiednie stałe sposobem Schwarzenbacha stosując metodę najmniejszych kwadratów. Do obliczeń wykorzystać odpowiednie punkty ( dotyczące interesujących dwóch stałych ) z poprzedniej metody. Wykonać odpowiedni wykres.

5. Obliczenia powtórzyć dla drugiej krzywej miareczkowania.

6. Obliczone wartości logKi zebrać w tabelce, gdzie należy podać je w postaci logarytmicznej z dokładnością do jednej setnej:

Miareczkowanie I II

log K1

log K2

log K3

7. Wartości log Ki uśrednić dla poszczególnych stałych i zebrać je w tabelce:

log K1 Log K2 log K3

12

ĆWICZENIE 5.

PEHAMETRYCZNE WYZNACZANIE STAŁYCH TRWAŁOŚCI ZWIĄZKÓW KOMPLEKSOWYCH.

I. ODCZYNNIKI I SPRZĘT:

jak w ćwiczeniu 4. Dodatkowo: - biureta 25ml - zlewki: 2x100ml - pipety jednomiarowe: 2x5ml; wielomiarowe: 1x2ml, 1x5ml - 0,028 M roztwór Cu(NO3)2- 0,028 M roztwór Co(NO3)2opcjonalnie - 0,02 M roztwór EDTA - bufor amonowy - roztwór 26% ( stężony ) NH3- roztwór 20% NH4Cl - 1,0 M roztwór CH3COONa - nasycony roztwór mureksydu ( świeżo przygotowany )

II. WYKONANIE ĆWICZENIA :

UWAGA I. Na zajęcia należy przynieść dyskietki oraz zapoznać się z programem komputerowym „Excel”. UWAGA II. Wszystkie pomiary wykonuje się wlewając roztwory do suchych naczyń, dokładnie odmierzając objętości podane w instrukcji. UWAGA III. Nie wylewać buforów! Po zakończeniu pomiaru należy zlać je do odpowiednich butelek. UWAGA IV. Miareczkowania prowadzi się w zlewkach o pojemności 100ml, o możliwie małych powierzchniach dna i stosunkowo wysokich. UWAGA V. Przed rozpoczęciem miareczkowania kwasu iminodioctowego należy określić zawartość węglanów w roztworze titranta. W tym celu sporządzamy przy użyciu arkusza kalkulacyjnego wykres Grana i wykonujemy wstępne obliczenia. Wynik przedstawiamy prowadzącemu. Jeśli zawartość węglanów przekroczy 2% molowe to należy sporządzić nowy roztwór titranta. UWAGA VI. Kwas iminodioctowy ( IDA ) jest ligandem tridentatnym. Tworzy on zarówno z jonami Co(II) jak i Cu(II) kompleksy jednordzeniowe zawierające maksymalnie 2 ligandy IDA na jeden jon metalu. UWAGA VII. W ćwiczeniu wyznacza się stałe trwałości kompleksów tworzonych przez jeden z dwóch metali (opcjonalnie). Prowadzący zajęcia poda, który z jonów należy zastosować. UWAGA VIII. W celu wyznaczenia wartości stałych trwałości kompleksów stosujemy w obu przypadkach metodę Rossottich.

13

WSTĘP : W celu znalezienia stałej trwałości związku kompleksowego o ogólnym wzorze ML2, należy wykreślić zależność η=f(-log[L]). W zależności tej η oznacza średnią liczbę ligandów przyłączonych do jonu centralnego, zaś [L] stężenie wolnego ligandu. Na podstawie tej zależności można odczytać wartości odciętej odpowiadająca η = 0,5 oraz 1,5, które będą poszukiwanymi wartościami log K1 oraz log K2. Otrzymane wielkości są dokładnymi wartościami stałych trwałości pod warunkiem, że różnią się o co najmniej 2.8 jednostki logarytmicznej. Jeśli spełniony jest powyższy warunek, stosujemy jedną z dwóch metod: Bjerruma lub Calvina-Melchiora. W metodzie Bjerruma stężenie wolnego ligandu ( kwasu iminodioctowego IDA ) [L] można wyznaczyć z zależności:

( )321

321

21 ][3][2][

][][3][KKKHKKHKH

OHHcaL L

⋅⋅⋅⋅+⋅⋅⋅+⋅+−⋅−

= +++

−+

We wzorze powyższym K1, K2 i K3 oznaczają wartości kolejnych stałych protonowania IDA. Mając stężenie wolnego ligandu oraz stężenie całkowite jonów metalu i ligandu można wyznaczyć średnią liczbę przyłączonych ligandów η:

( )M

L

cKKKHKKHKHLc 321

321

21 ][][][1][ ⋅⋅⋅+⋅⋅+⋅+⋅−

=+++

η

gdzie cL – analityczne stężenie ligandu, cM – analityczne stężenie jonów metalu, K1, K2, K3 – kolejne stałe protonowania IDA. W metodzie Calvina-Melchiora w celu wyznaczenia wartości stałych tworzenia wyznacza się, podobnie jak w metodzie Bjerruma, zależność η=f(-log[L]). W tym celu, podobnie jak w opisanej powyżej metodzie poddaje się analizie wyniki miareczkowań roztworów wolnego ligandu i ligandu w obecności jonów metalu. Dla określonej, wartości odczynu – pH oblicza się różnicę pomiędzy ułamkami zmiareczkowania w obu przypadkach a i ao. Różnice tą mnoży się przez analityczne stężenie ligandu cL odpowiednio dla miareczkowania w obecności ( indeks 2 ) i nieobecności ( indeks 1 ) jonów metalu.

12][ LoLZW cacaL ⋅−⋅=

W ten sposób otrzymuje się stężenie związanego liganda [LZW]. Iloraz [LZW] przez analityczne stężenie jonów metalu cM określa średnią liczbę ligandów przyłączonych do jednego jonu centralnego:

M

ZW

cL ][

=η

Natomiast log[L] wyznacza się z następującej zależności: log[L] = log(cL-[LZW])-log(1+[H+]K1+[H+]2K1K2+[H+]3K1K2K3)

Dalej sporządza się zależność η=f(-log[L]) i postępuje analogicznie jak w metodzie Bjerruma. W ćwiczeniu otrzymane wyniki analizujemy stosując metodę Rosottich. Metoda ta jest bardziej uniwersalna od podanych powyżej, jednak dogodnie można ją stosować jedynie w przypadku przyłączania przez jon metalu jednego lub maksymalnie dwóch ligandów. Przekształcenie funkcji tworzenia kompleksu dla rozważanych przez nas kompleksów daje w przypadku tworzenia kompleksów z maksymalnie dwoma ligandami, następującą zależność:

14

( ) 21 ][12

][1β

ηηβ

ηη

⋅⋅−−

+=⋅−

LL

β1 oraz β2 oznaczają tu wartości sumarycznych stałych trwałości kompleksów. Równanie to ma postać równania liniowego: y x= + ⋅β β1 2 Współczynniki tego równania można wyznaczyć metodą najmniejszych kwadratów. Punkty do analizy wybieramy z zakresu η od 0 do 2 pod warunkiem monotonicznego przebiegu funkcji η = f(log[L]) w tym zakresie. Jeśli funkcja tworzy maksimum lub minimum, punkty przed maksimum lub po minimum odrzucamy. Chcąc zobrazować, jaki kompleks dominuje w roztworze w danych warunkach, tworzy się wykres zależności αi od stężenia wolnego ligandu ( dokładniej od logarytmu tego stężenia ). Wielkość αi ( ułamek molowy ) określa jaka część całkowitego, analitycznego stężenia jonów metalu cM występuje w postaci kompleksu MLi. Zależność ta nosi nazwę krzywej podziału lub wykresu podziału. Wartość αi można wyznaczyć z następującego równania:

[ ][ ] [ ] K+++

= 2211 LL

L ii

i βββ

α

W powyższym wzorze i oznacza numer sumarycznej stałej trwałości. Natomiast ułamek molowy wolnych jonów metalu α0 będzie równy:

K+++= 2

210 ][][1

1LL ββ

α

WYKONANIE : 1. Przeprowadzić kalibrację układu pomiarowego. W tym celu wyznaczyć zależność potencjału układu E od pH roztworów buforowych. Przy użyciu arkusza kalkulacyjnego sporządzić krzywą kalibracyjną E=f(pH) oraz wyznaczyć charakterystykę elektrody kombinowanej tj. wartość współczynnika ΔE/ΔpH. Wykres oraz wynik przedstawić prowadzącemu. Pomiarów dokonuje się na skali potencjałowej, a otrzymane wartości przelicza się na pH. W tym celu należy na podstawie otrzymanych wyników, metodą najmniejszych kwadratów wyznaczyć współczynniki a i b równania: E = a.pH + b, Otrzymane wartości posłużą do wyznaczenia wartości pH w dalszych częściach ćwiczenia. 2. W celu wyznaczenia miana titranta (około 0,1 M NaOH ) oraz zawartości w nim węglanów wykonać miareczkowanie roztworu powstałego przez zmieszanie: 10ml 0,1 M HNO3, 5ml 1,0 M NaNO3 ( lub KNO3 ) oraz 35ml wody destylowanej ( patrz uwagi II i III ). Titrant (około 0,1M NaOH ) dodajemy porcjami po 0,5ml . Otrzymane wyniki zebrać w tabelce. Do obliczeń zastosować metodę Grana zgodnie ze wskazówkami podanymi przy ćwiczeniu 4. Wstępne obliczenia wykonuje się na pracowni dla pierwszego miareczkowania ( patrz uwaga IV ). ). Miareczkowanie powtórzyć. Stosując metodę najmniejszych kwadratów dla równania prostej, znaleźć objętości titranta w punkcie równoważnikowym i zawartość w nim węglanów. Otrzymane z dwóch pomiarów miana należy uśrednić i w dalszych obliczeniach uwzględniać tylko otrzymaną wartość średnią. 3. Wyznaczyć dokładne stężenie roztworu IDA (około 0,015 M ), postępując jak w przypadku ćwiczenia numer 4. W tym celu wykonać jedno miareczkowanie do objętości dodanego titranta jak w ćwiczeniu 4.

15

4. Zgłosić się do prowadzącego w celu określenia, które jony metalu będą używane do badań równowag. 5. W celu wyznaczenia stałych tworzenia kompleksów jonów Cu(II) z IDA wykonać miareczkowanie roztworu powstałego przez zmieszanie: 20ml około 0,015 M roztworu IDA, 5ml 1,0 M NaNO3 ( lub KNO3 ), 4ml 0,1 M HNO3, 5ml 0,028M Cu(NO3)2 oraz 16ml wody destylowanej. Titrant dodajemy porcjami po 0,25 ml do objętości zużywanej przy wyznaczaniu stałych protonowania w ćwiczeniu 4. Odpowiednie obliczenia należy przedstawić prowadzącemu przed rozpoczęciem miareczkowania. Otrzymane wyniki zebrać w tabelce według wzoru:

L.p. Vtitr[ml] E[mV] VEF[ml] pH a [L] [mol/l] log [L] η gdzie: Vtitr - objętość dodanego titranta, VEF - różnica pomiędzy Vtitr a objętością titranta zużytą na odmiareczkowanie nadmiaru mocnego kwasu, a - ułamek zmiareczkowania, [L] - stężenie wolnego ligandu, η - średnia liczba ligandów przyłączonych do jednego jonu metalu w danym punkcie miareczkowania. Miareczkowanie należy powtórzyć. 6. W celu wyznaczenia stałych tworzenia kompleksów jonów Co(II) z IDA postępować identycznie stosując w miejsce roztworu Cu(NO3)2 roztwór Co(NO3)2. Wyniki zebrać w podobnej tabelce.

III. OPRACOWANIE WYNIKÓW :

1. Wyznaczyć wartości pH dla punktów pomiarowych przeliczając je z wartości potencjałów - zrobić to na podstawie wyznaczonego metodą najmniejszych kwadratów równania prostej (wykresy: prosta kalibracyjna, krzywe miareczkowania -2, Grana -2). 2. Sporządzić 2 jednakowe wykresy krzywej miareczkowania wolnego kwasu IDA w układzie pH - ułamek miareczkowania. Na powyższe wykresy nanieść krzywe miareczkowania kwasu IDA mocną zasadą w obecności jonów badanego metalu w układzie pH = f(a) ( każdy na inną krzywą IDA ), także wykonane w układzie pH – ułamek miareczkowania (2 wykresy). 3. Na podstawie uzupełnionych tabelek wykonać odpowiednie wykresy w układzie: η = f(-log[L]) (2wykresy). Tabelki uzupełniać tylko dla punktów, których 0 < η < 2. 4. Wyznaczyć stałe trwałości stosując metodę Rosottich. Do obliczeń wykorzystać możliwie jak najwięcej punktów pomiarowych, dobranych tak, by wyznaczone dla nich wartości średniej liczby ligandów znajdowały się w przedziałach: poniżej 0,5, od 0.5 do 1.5 oraz powyżej 1,5. Punkty muszą leżeć na tym fragmencie krzywej miareczkowania, który różni się od krzywej wolnego kwasu IDA. 5. Otrzymane ostateczne wartości kolejnych stałych trwałości zebrać w odpowiedniej tabelce, gdzie należy podać je w postaci logarytmicznej:

16

Jon centralny:…. I miareczk. II miareczk. Średnia log K1 log K2

6. Korzystając z arkusza kalkulacyjnego dla badanego układu Me(II)-IDA sporządzić wykres krzywych podziału α = f(log[L]), w zakresie stężeń IDA od -log[L]=0 do -log[L]= 10 zgodnie z podanymi w instrukcji wzorami (1wykres).

17

ĆWICZENIE 6.

BADANIE KINETYKI HYDROLIZY KWASOWEJ JONU tris(1,10-FENANTROLINA) ŻELAZOWEGO(II).

I. ODCZYNNIKI I SPRZĘT :

- roztwór kompleksu - 0,5 M roztwór H2SO4 - termostat U10 - spektrofotometr VIS Metertek, kuwety 1cm - termometr - 4 kolby miarowe 100ml - pipety

UWAGA: Do wykonania ćwiczenia należy przystąpić możliwie szybko i sprawnie, gdyż czas potrzebny na jego wykonanie wynosi ok. 3,5 godz. WSTĘP:

Jon tris(1,10-fenantrolina)żelaza(II) ( ferroina ) ulega w roztworach kwasowych trójetapowej hydrolizie. Pierwszy z etapów przebiega stosunkowo wolno i jest etapem limitującym szybkość całego procesu. Dwa następne etapy przebiegają bardzo szybko. W wyniku hydrolizy tego kompleksu następuje odbarwienie roztworu. Postęp reakcji można więc, kontrolować spektrofotometrycznie. Ponieważ stosuje się bardzo duży nadmiar kwasu, można przyjąć, iż reakcja jest pierwszorzędowa względem stężenia kompleksu:

kcdtdc

=−

gdzie: c – stężenie kompleksu, k – stała szybkości reakcji. Po odpowiednim scałkowaniu i przekształceniach otrzymuje się:

tkAA ⋅−=303,2

loglog 0

gdzie A i A0 oznaczają odpowiednio wartości absorbancji w czasie równym t oraz t=0. Zależność stałej szybkości od temperatury przedstawia równanie Arrheniusa, które można przedstawić w postaci logarytmicznej:

TRE

Bk akt 1303,2

log ⋅⋅

−=

B oznacza pewną stałą, Eakt - energię aktywacji, R – stałą gazową, T – temperaturę ( w skali Kelwina ) Równanie powyższe jest równaniem prostej log k = f(1/T). Znajomość jej współczynnika kierunkowego umożliwia wyznaczenie energii aktywacji badanego procesu Eakt.

18

II. WYKONANIE ĆWICZENIA:

1. Przygotowanie roztworu do badań ( przygotowuje prowadzący zajęcia ): Rozpuścić 1,32g siarczanu(VI) amonowożelazowego(II) i 2g hydratu 1,10-fenantroliny w 300ml wody destylowanej. Roztwór ogrzać do temperatury 50oC stale mieszając, tak by całkowicie rozpuścić 1,10-fenantrolinę. Otrzymany roztwór siarczanu(VI) tris(1,10-fenantrolina)żelaza(II) ochłodzić i przelać do ciemnej butelki. 2. Pomiar stałej szybkości reakcji i energii aktywacji procesu: Do dwóch kolb miarowych 100ml odmierzyć po 45ml 0.5M H2SO4. Zmierzyć temperaturę roztworu i dodać po 0,35 ml roztworu kompleksu. Zanotować czas t0. Możliwie szybko z kolbki nr 1 odpipetować do kuwety (1cm) 2 ml badanego roztworu i zmierzyć na spektrofotometrze jego absorbancję ( przy długości fali λ = 510 nm). Zanotować czas t1. Po upływie 10 minut odpipetować z kolbki znowu 2 ml i zmierzyć jego absorbancję i odpowiadający jej czas t2. Powyższy sposób postępowania powtarzać, aż otrzyma się 15 punktów pomiarowych. Podobnie postępować z kolbką nr 2, lecz pierwszy pomiar przeprowadzić po 5 min od chwili zmieszania reagentów, natomiast kolejne w odstępach dziesięciominutowych. Pomiary powtórzyć przy temperaturze o 100C wyższej od temperatury pierwszych pomiarów. W tym celu do kolb miarowych nr 3 i 4 dodać po 45ml 0.5M H2SO4, zatkać korkami i umieścić w termostacie o odpowiedniej temperaturze na 30 min. Zmierzyć temperaturę roztworów. Następnie dodać po 0,35ml roztworu kompleksu żelaza(II). Zanotować czas – t0

.

Czasy pomiędzy pobieraniem kolejnych próbek powinny wynosić 5 min. Pierwszy pomiar z kolby nr 4 przeprowadzić po 2 min od zmieszania roztworów.

Wyniki pomiarów przedstawić w tabelach.

III. OPRACOWANIE WYNIKÓW:

1. Narysować wzory strukturalne 1,10-fenantroliny oraz badanego jonu

kompleksowego. 2. Napisać równania zachodzących reakcji. 3. Sporządzić wykresy log A = f(t). 4. Metodą najmniejszych kwadratów wyznaczyć stałe szybkości reakcji w dwóch

temperaturach. Wyniki z pomiarów w identycznych temperaturach – uśrednić i podać w tabelce ( temperatura – stała ).

5. Sporządzić wykres log k = f(1/T). 6. Wyznaczyć orientacyjną wartość energii aktywacji Eakt. 7. Otrzymaną wartość porównać z wartością literaturową ( Eakt = 125.6kJ/mol ). 8. Odpowiedzieć na zagadnienie: różnice pomiędzy hydrolizą badanego jonu

prowadzoną w środowisku kwasowym a zasadowym.

19

ĆWICZENIE 9SYNTEZA KOMPLEKSÓW KOBALTU I WYZNACZENIE

ICH PRZEWODNICTWA MOLOWEGO.

CZĘŚĆ I.

Syntezy kompleksów kobaltu (III).

Kompleksy jonów kobaltu(III) są bardzo dogodnym obiektem badawczym ze względu na swoją znaczną kinetyczną inertność. Bardzo wolno ulegają one reakcjom wymiany ligandów. W przeciwieństwie do nich jony kobaltu(II) tworzą z tymi samymi ligandami kompleksy labilne, czyli szybko ulegające reakcjom wymiany ligandów. Klasyczne metody otrzymywania kompleksów kobaltu(III) polegają na utlenianiu jonów kobaltu(II) w obecności odpowiednich ligandów. Często stosowanym w tych reakcjach katalizatorem jest węgiel aktywny. Kompleks węglanowy jest często wykorzystywany jako substrat wyjściowy do syntezy wielu kompleksów kobaltu(III) ze względu na łatwość usuwania ligandu węglanowego za pomocą na przykład HCl. W ten sposób ligand węglanowy może zostać zastąpiony wieloma innymi ligandami.

UWAGI:

1. Wszystkie preparaty wykonywać pod wyciągiem.

2. Syntezy należy wcześniej dobrze przemyśleć i czasowo rozplanować.

3. Ilość syntez i użytych odczynników uzgodnić wcześniej z prowadzącym zajęcia.

4. Z powodu dobrej rozpuszczalności otrzymywanych kompleksów, do przemywania osadów

stosować wodę destylowaną oziębioną lodem.

5. 30%-owy roztwór H2O2 jest silnym utleniaczem i może spowodować uszkodzenia naskórka

oraz uszkodzenia czy wybarwienia ubrania. Należy więc zachować dużą ostrożność.

6. Należy uważnie obserwować wszelkie zmiany zachodzące w roztworach i odnotowywać je

w zeszycie laboratoryjnym. Do takich zmian mogą należeć przykładowo: zmiana barwy

roztworu czy wypadanie osadu.

20

1. Synteza azotanu(V) tetraaminawęglanokobaltu(III) [CoCO3(NH3)4]NO3

Rozpuścić 5g (NH4)2CO3 w 15 cm3 wody i dodać 15cm3 stężonego amoniaku. Otrzymany roztwór dodać do roztworu 3.75g Co(NO3)2

.6H2O w 8cm3 wody, mieszając za pomocą bagietki. Następnie powoli dodać 2cm3 30% H2O2. Przelać do krystalizatora i zagęścić do ok. 20 cm3 na łaźni wodnej. W trakcie zagęszczania dodawać małymi porcjami 1.25g stałego (NH4)2CO3. Zagęszczony, gorący roztwór przesączyć i oziębić w łaźni wodno-lodowej. Po wykrystalizowaniu purpurowo-czerwonego produktu, odsączyć go. Kryształy przemyć na sączku kilkoma ml wody oziębionej lodem. Suszyć na powietrzu.

2. Synteza chlorku pentaaminachlorokobaltu(III) [CoCl(NH3)5]Cl2

Rozpuścić 4g CoCl2.6H2O w 5 cm3 wody. Sporządzić zawiesinę 12.5g NH4Cl w 25 cm3

stężonego amoniaku i zmieszać oba roztwory. Powoli wkroplić 2.5 cm3 30% H2O2, równocześnie mieszając roztwór. Otrzymaną mieszaninę ogrzewać na łaźni ok. 30 min. Po oziębieniu dodać 50 cm3 3M HCl i ponownie ogrzewać mieszaninę przez 10 min. Następnie oziębić i wydzielone kryształy odsączyć. Produkt przemyć oziębioną wodą i wysuszyć.. Produkt przenieść do zlewki zawierającej 150 cm3 2M NH3 i ogrzewać na łaźni wodnej aż do całkowitego rozpuszczenia. Roztwór przesączyć na gorąco przesącz ponownie ogrzewać na łaźni dodając w 5-cio minutowych odstępach trzy porcje po 35 cm3 12M HCl. Roztwór oziębić. Wydzielone czerwono-fioletowe kryształy odsączyć, przemyć wodą z lodem i suszyć na powietrzu.

3. Synteza chlorku heksaaminakobaltu(III) [Co(NH3)6]Cl3

Rozpuścić 5g CoCl2.6H2O i 3.3g NH4Cl w 30 cm3 wody. Do roztworu dodać 1g węgla

aktywnego i 45 cm3 stężonego amoniaku. Po oziębieniu w łaźni lodowej do ok. 00C dodać ostrożnie kroplami 4 cm3 30% H2O2. Temperatura nie może przekroczyć 100C. Powstałą czerwonobrązową mieszaninę ogrzać do ok. 600C i temperaturę utrzymywać przez 30 min. Oziębić mieszaninę w łaźni lodowej. Otrzymany produkt odsączyć wraz z węglem. Następnie umieścić go w zlewce, dodać 40 cm3 gorącej wody i 1 cm3 12M HCl. Ogrzewać mieszaninę do 700C i przesączyć na gorąco. Przesącz schłodzić w łaźni lodowej. Odsączyć wydzielone żółtopomarańczowe kryształy, przemyć je wodą z lodem i osuszyć na powietrzu.

CZĘŚĆ II.

Wyznaczanie przewodnictwa roztworów otrzymanych kompleksów.

Przed rozpoczęciem właściwego pomiaru należy wyznaczyć stałą czujnika konduktometrycznego i wartość temperaturowego współczynnika zmian konduktywności. Stałą czujnika wyznacza się zanurzając czujnik oraz czujnik temperaturowy Pt100 w 0.001 M roztworze KCl. Wyznaczenie stałej odbywa się na podstawie zależności:

LHK =

21

gdzie: H – konduktywność roztworu wzorcowego, L – zmierzona dla roztworu wzorcowego przewodność między elektrodami czujnika. Wartość przewodnictwa właściwego ( konduktywności ) 0.001M roztworu KCl. Wartość tego przewodnictwa wynosi 147.0μScm-1 w 250C. Następnie należy wyznaczyć wartość temperaturowego współczynnika konduktywności. Oblicza się go na podstawie wzoru:

REFTTHLK

−⋅⎟⎠⎞

⎜⎝⎛ −

⋅=

11α

gdzie: K – stała czujnika konduktometrycznego, L – zmierzona dla roztworu wzorcowego przewodność między elektrodami czujnika, H – konduktywność roztworu w temperaturze odniesienia, TREF – temperatura odniesienia, T – temperatura badanego roztworu.

Otrzymane wartości stałej K i współczynnika α wykorzystuje się wprowadzając je do pamięci miernika zgodnie z dołączoną instrukcją.

Wielkość przewodnictwa molowego Λ wyznacza się na podstawie następującej zależności:

ML1000=Λ

gdzie: M – stężenie roztworu w mol/dm3, L – przewodność badanego roztworu.

A. Wykonanie II części ćwiczenia.

1.Wyznaczyć stałą naczynka konduktometrycznego.

2.Wyznaczyć wartość współczynnika temperaturowego zmian konduktywności.

3.Sporządzić w kolbach miarowych po 100 cm3 roztworów soli chlorkowych oraz

kompleksów o stężeniach 0.001M każdy.

4.Zmierzyć przewodnictwo świeżo sporządzonych roztworów kompleksów kobaltu(III).

Konduktometr kalibrować zgodnie z dołączoną instrukcją obsługi.

Wyniki pomiarów zestawić w tabeli:

Związek Stężenie [M] Przewodnictwo [μS/cm] KCl 0.001M BaCl2 0.001M CrCl3 0.001M [CoCO3(NH3)4]NO3 0.001M [CoCl(NH3)5]Cl2 0.001M [Co(NH3)6]Cl3 0.001M

22

B. Opracowanie ćwiczenia :

1. Napisać równanie reakcji utleniania kompleksów jonów kobaltu(II) do kobaltu(III) za

pomocą H2O2.

2. Obliczyć wydajność syntezy kompleksów.

3. Narysować wzory strukturalne otrzymanych jonów kompleksowych.

4. Na podstawie analizy otrzymanych wartości przewodnictwa molowego, określić liczbę

jonów w otrzymanych związkach kompleksowych. W tym celu należy najpierw wyznaczyć

wartości przewodnictw molowych dla badanych związków oraz porównać otrzymane

wielkości dla prostych soli z wartościami dla kompleksów kobaltu. Otrzymane wartości

przewodnictw molowych zebrać w tabeli:

Związek Liczba jonów Przewodnictwo molowe KCl BaCl2 CrCl3 [CoCO3(NH3)4]NO3 [CoCl(NH3)5]Cl2 [Co(NH3)6]Cl3

5. Podać symetrie pola ligandów dla badanych kompleksów oraz określić dla każdego z nich

typy węzłów koordynacyjnych, tzn. atom centralny oraz donorowe atomy ligandowe.