Docsity
Docsity

Przygotuj się do egzaminów
Przygotuj się do egzaminów

Studiuj dzięki licznym zasobom udostępnionym na Docsity


Otrzymaj punkty, aby pobrać
Otrzymaj punkty, aby pobrać

Zdobywaj punkty, pomagając innym studentom lub wykup je w ramach planu Premium


Informacje i wskazówki
Informacje i wskazówki

Związki kompleksowe metali bloku d, Poradniki, Projekty, Badania z Fisica

Projekt: Fizyka wobec wyzwań XXI wieku

Typologia: Poradniki, Projekty, Badania

2019/2020

Załadowany 05.08.2020

komik86
komik86 🇵🇱

3.9

(7)

154 dokumenty

Podgląd częściowego tekstu

Pobierz Związki kompleksowe metali bloku d i więcej Poradniki, Projekty, Badania w PDF z Fisica tylko na Docsity! Spis treści 1 Ogólna charakterystyka 2 Właściwości fizyczne 3 Związki kompleksowe metali bloku d 4 Wiązanie w związkach kompleksowych 5 Zależność struktury kompleksu od liczby koordynacyjnej (LK) 6 Równowagi kompleksowania 7 Trwałość związków kompleksowych 8 Dysocjacja kompleksów 9 Wymiana ligandów i jonów centralnych 10 Związki żelaza 11 Reaktywność żelaza 12 Związki manganu 13 Związki chromu Ogólna charakterystyka Blok d tworzą pierwiastki grup pobocznych układu okresowego, znajdujące się w 4, 5 i 6 okresie. Elektrony walencyjne zajmują podpowłokę oraz . Pierwiastki d-elektronowe cechuje tendencja do tworzenia kationów, charakterystyczna dla metali. Zarówno w obrębie grupy jak i okresu właściwości pierwiastków bloku d zmieniają się w mniejszym stopniu, niż w obrębie grup głównych. Metale bloku d tworzą wiązania jonowe i kowalencyjne. W związkach jonowych wykazują niższe stopnie utlenienia (+1, +2, +3), a w związkach kowalencyjnych wyższe stopnie utlenienia (od +4 do +8). Właściwości fizyczne Związki pierwiastków bloku d są barwne. Cecha ta jest związana z niecałkowitym zapełnieniem podpowłoki d i łatwością przeniesienia elektronu w obrębie poziomów d. Wartość energii przejścia pomiędzy poziomami d odpowiada energii promieniowania widzialnego (400-800 nm). Metale bloku d cechuje duża gęstość, rosnąca ze wzrostem liczby atomowej, wysokie temperatury topnienia i wrzenia (wyjątek stanowi grupa IIB obejmująca Zn, Cd, Hg, pierwiastki o całkowicie zapełnionych podpowłokach d, wykazujące pewne podobieństwo do berylowców). Większość metali bloku d wykazuje tendencje do tworzenia związków kompleksowych. Związki kompleksowe metali bloku d Związki kompleksowe (koordynacyjne, zespolone) są zbudowane z atomu centralnego i połączonych z nim ligandów. Atomem centralnym może być jon metalu lub atom niemetalu, ligandami są obojętne cząsteczki lub aniony. Przykłady: [Fe(CN)6]4-, [Cu(NH3)]2+, [BH4]¯, [SiF6]2- Kompleksy jednordzeniowe zawierają 1 atom centralny, kompleksy wielordzeniowe zawierają 2 lub więcej atomów centralnych połączonych ze sobą przy pomocy wspólnych ligandów. Liczbę ligandów bezpośrednio związanych z atomem centralnym nazywa się liczbą koordynacyjną (LK). Wiązanie w związkach kompleksowych Teoria pola krystalicznego tłumaczy tworzenie się kompleksów oddziaływaniami elektrostatycznymi między elektronami obsadzającymi podpowłoki typu d atomu centralnego, a elektronami ligandów. Teoria pola ligandów traktuje wiązanie między atomem centralnym a ligandami jako zlokalizowane wiązanie koordynacyjne utworzone w wyniku nakrywania się orbitali atomowych ligandów obsadzonych wolnymi parami elektronowymi z orbitalami zhybrydyzowanymi jonu centralnego. Zależność struktury kompleksu od liczby koordynacyjnej (LK) LK = 2 występuje głównie w przypadku kompleksów jonów jednowartościowych Cu+, Ag+, Au+, a także Hg2+. Kompleksy te mają strukturę liniową. Kompleksy o LK = 3 są rzadko spotykane i mają zazwyczaj kształt płaski [HgJ3]¯ lub kształt piramidy trygonalnej [SnCl3]¯. LK = 4 jest często spotykana w przypadku kompleksów metali przejściowych, zwłaszcza zawierających dużą liczbę elektronów d. Jest to najczęściej występująca liczba koordynacyjna w przypadku kompleksów metali grup głównych. Kompleksy te mają strukturę oktaedryczną [BF4]¯, [AlCl4]¯, [CrO4]¯ lub płaską kwadratową, charakterystyczna dla kationów zawierających 8 elektronów d (Ni2+, Pt2+, Pd2+, Ir+) [Ni(CN)4]2-, [Pt(H2O)4]2+. Kompleksy o LK = 5 mają kształt piramidy lub bipiramidy trygonalnej. Kompleksy o LK = 6 są najczęściej typowe dla metali przejściowych. W większości mają kształt regularnego ośmiościanu (kompleksy oktaedryczne). Liczby koordynacyjne 7, 8, 9 są spotykane w przypadku dużych rozmiarów atomu centralnego (molibden, wanad). Równowagi kompleksowania Kationy występują w roztworach wodnych w postaci hydratowanej, jako jony kompleksowe (akwajony). Powstawanie związków kompleksowych w roztworach wodnych polega na wymianie ligandów H2O na inne ligandy. Podstawianie ligandów odbywa się stopniowo. Ustalają się równowagi zależne od stężenia wprowadzanego ligandu: [Ag(H2O)2]+ + NH3 ⇔ [Ag(H2O)(NH3)]+ + H2O1. [Ag(H2O)(NH3)]+ + NH3 ⇔ [Ag(NH3)2] + + H2O2. Sumaryczną reakcję można przedstawić za pomocą równania: Centrum żelazowo-siarkowe białka Rieskego Reaktywność żelaza Żelazo reaguje ze wszystkimi rozcieńczonymi kwasami dając sole żelaza (II). Stężone kwasy, azotowy i siarkowy, nie rozpuszczają na zimno żelaza (na powierzchni tworzy się ochronna warstwa tlenku). W podwyższonej temperaturze przebiegają reakcje: 2Fe + 6H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O. Fe + 4HNO3 → Fe(NO3)3 + NO + 2H2O. Żelazo tworzy dwa wodorotlenki, Fe(OH)2 i Fe(OH)3, oba trudno rozpuszczalne w wodzie. Powstają w wyniku zmieszania roztworu soli żelaza z roztworem mocnej zasady: Fe2+ + 2OH¯ → Fe(OH)2↓. Fe3+ + 3OH¯ → Fe(OH)3↓. Świeżo strącony wodorotlenek żelaza (II) stopniowo przechodzi w wodorotlenek żelaza (III) 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3. Podczas ogrzewania następuje rozkład wodorotlenku do Fe2O3 2Fe(OH)3 → Fe2O3 + 3H2O. Związki manganu W stanie wolnym mangan jest twardym, kruchym, srebrzystoszarym metalem. Atomy manganu łatwo tracą 2 elektrony przechodząc w kationy Mn2+ o różowej barwie w roztworach wodnych. Konfiguracja sugeruje trwałość dwudodatnich kationów o strukturze elektronowej identycznej z jonami Fe3+. W związkach chemicznych mangan przyjmuje stopnie utlenienia +2, +3, +4, +6, +7. Związki manganu (III), MnCl3, Mn2O3, Mn(OH)2 są nietrwałe, w wodzie ulegają reakcjom dysproporcjonowania: 2Mn3+ + 2H2O → Mn2+ + MnO2 + 4H+ Właściwości chemiczne manganu zmieniają się wraz ze zmianą stopnia utlenienia. Na stopniu utlenienia +2 i +3 mangan wykazuje cechy metaliczne. Związki, w których mangan przyjmuje stopień utlenienia +4 wykazują właściwości amfoteryczne, a na wyższych stopniach utlenienia cechy typowych niemetali. Mangan tworzy z tlenem 5 tlenków: MnO, Mn2O3, Mn3O4 o charakterze zasadowym MnO2 o charakterze amfoterycznym Mn2O7 o charakterze kwasowym Mangan powoli reaguje z wodą, a gwałtownie z rozcieńczonymi kwasami: Mn + H+ → Mn2+ + H2 W odróżnieniu od żelaza, mangan nie ulega pasywacji pod wpływem stężonych kwasów: Mn + H2SO4 → MnSO4 + SO2 + H2O Związki chromu Chrom jest twardym metalem o szarobiałej barwie z niebieskawym połyskiem. Na podstawie konfiguracji elektronowej można wnioskować, że w roztworach będzie występował w postaci trwałych kationów Cr+ (o konfiguracji Mn2+ i Fe3+). Kationy te nie są jednak trwałe w środowisku wodnym, gdyż łatwo się utleniają. Najtrwalszym stopniem utlenienia chromu jest +3. Poza tym przyjmuje stopnie utlenienia +2 i +6. W miarę wzrostu stopnia utlenienia zmienia się charakter chemiczny chromu, od metalicznych na stopniu utlenienia +2, poprzez amfoteryczne na stopniu utlenienia +3, do niemetalicznych na stopniu utlenienia +6. Wolny chrom jest odporny na działanie powietrza, wody i stężonych kwasów utleniających (ulega pasywacji). Rozpuszcza się w rozcieńczonym HCl dając w atmosferze beztlenowej sól chromu (II) Cr + 2HCl → CrCl2 + H2 W obecności powietrza kationy Cr2+ szybko utleniają się do Cr3+ i reakcja przebiega zgodnie z równaniem: 4Cr + 12HCl + O2 → 4CrCl3 + 2H2O + 4H2 Chrom tworzy 3 tlenki: CrO o charakterze zasadowym Cr2O3 o charakterze amfoterycznym CrO3 o charakterze kwasowym Z roztworu soli chromowej można strącić mocnymi zasadami osad wodorotlenku Cr(OH)2 , który bardzo szybko utlenia się do Cr(OH)3. Wodorotlenek ten jest również trudno rozpuszczalny i może być strącany z roztworów zawierających jony Cr3+. Cr(OH)3 wykazuje właściwości amfoteryczne: Cr(OH)3 + 3H+ → Cr3+ + 3H2O Cr(OH)3 + OH¯ → Cr(OH)4¯ (tetrahydroksychromian) Na stopniu utlenienia +6 chrom tworzy kwasowy tlenek CrO3 , kwas chromowy H2CrO4, chromiany (CrO42-) i dwuchromiany (Cr2O72-). Wszystkie związki chromu +6 są silnymi utleniaczami: Cr2O72- + 6Fe2+ + 14H+ → 2Cr3+ + 6Fe2+ + 7H2O