Определение формул комплексных ионов

До открытия электрона невозможно было понять природу химической связи. Правда, понятие о валентности существовало уже в 1852 г. и в эти же годы существовали некоторые представления о геометрических формах молекул. Вант Гофф и Лебель установили тетраэдрическую структуру атома углерода, а Вернер создал стереохимию комплексных ионов. Очевидно, для того чтобы молекула имела определенную геометрическую форму, должны существовать какие-то связывающие силы между ее частями. В структурных формулах такую химическую связь между связанными атомами изображали черточкой. Она указывала на существование связи, но, разумеется, не давала никакого описания ее природы. Незадолго до открытия электрона Аррениус предположил существование свободных ионов. На основе этого предположения были сделаны многочисленные попытки найти объяснение силам, связывающим атомы. Хотя эти попытки были неудачными, они содействовали представлению об электрическом заряде как основе образования связи. После открытия электрона стало возможно дальнейшее развитие теории связи. В течение немногих лет, основываясь на положительно и отрицательно заряженных атомах, было предлол<ено много разных объяснений образованию связи, но почти не было попыток связать заряды атома с его строением. В 1916 г. Льюис предложил свою теорию валентности. С тех пор было много сделано в области применения математики в теории валентности, но в основе представления о химической связи лежит по-прежнему теория Льюиса. Согласно Полингу , химическая связь возникает между двумя атомами в том случае, если связывающая атомы сила настолько велика, что приводит к образованию достаточно устойчивого агрегата, чтобы обеспечить его существование в виде самостоятельной частицы. Обычно различают пять типов химической связи ионная, ковалентная, металлическая, связь, обусловленная силами Ван-дер-Ваальса, и водородная, причем три первых очень прочны. Все эти связи одинаково важны, но металлическая связь здесь не будет рассмотрена о ней можно прочесть в других источниках . [c.134]

Хотя понятие окислительного числа является заведомо неточной абстракцией, однако практическая польза от него велика, так как оно выражает, во-первых, закономерности периодического закона, а, во-вторых, служит удобным вспомогательным средством при составлении формул соединений, написании уравнений реакций и подборе коэффициентов в них, в особенности в окислительно-восстановительных реакциях. Кроме того, понятие окислительного числа получает и более реальное физико-химическое содержание, если принять для его определения формулировку Латимера и Гильдебранда окислительное число — заряд простого иона, а в комплексном ионе или молекуле — заряд атома, который ему приписывается, чтобы рассчитать количество электронов, необходимых для окисления (или восстановления) этого атома до свободного элемента . Действительно, независимо от того, находится ли данный элемент в виде иона или поляризованного атома, для его электрохимического выделения нужно затратить определенное количество элементарных зарядов (например, выделение хлора из Na l и НС1). Латимер и Гильдебранд отмечали, что в неорганической химии часто термин окислительное число заменяют словом валентность . Но ес- [c.29]

Общая формула комплексного иона может быть безупречно установлена в случае обратимой электродной реакции, если комплекс в достаточно широкой области концентраций комплек-сообразующего компонента обладает постоянным, стехиометри-чески однозначно определяемым составом. Если в исследуемом концентрационном интервале присутствуют одновременно несколько комплексов, то можно — при условии обратимости электродных реакций — определить суммарные формулы одноядерных комплексов методами, описанными в этой главе. По сравнению с константами, получаемыми потенциометрическими методами, константы устойчивости, определяемые полярографически, несколько менее надежны. Полярографические волны в большинстве случаев имеют не идеальную форму, а в большей пли меньшей степени искажены, что делает определение потенциалов полуволны ненадежным (непостоянство тока насыщения, слишком малая крутизна подъема волны). Определяемые таким образом константы комплексообразования справедливы только для того растворителя, в котором проводились измерения. Исследуемые растворы всегда содержат значительные ко--личества индифферентных электролитов, что сильно сказывается на величинах коэффициентов активности реагирующих веществ. В этом состоит принципиальный недостаток полярографического метода по сравнению с другими методами, при которых не требуется добавки электролитов. Однако, с другой стороны, полярографический метод, как уже указывалось во введении, обладает определенными преимуществами, которые в отдельных случаях могут иметь решающее значение для его применения. [c.250]

ОПРЕДЕЛЕНИЕ ФОРМУЛ КОМПЛЕКСНЫХ ИОНОВ [c.185]

Потенциалы восстановления серебра или другого металла из комплексных растворов находят иначе. Так, например, для определения комплексного иона [Ag( N)2]" сначала подсчитывают концентрацию иона Ag+ по формуле [c.160]

Кроме того, спектрофотометрия имеет большое значение для установления характеристик химического равновесия в растворе, поскольку измерения поглощения можно выполнять, не изменяя состояния равновесия или не проводя какие-либо нарушения в исследуемой системе. Этот подход часто используют для определения формул комплексных ионов в растворе и для оценки констант образования этих [c.650]

Для определения формулы комплексного иона аммиаката серебра [c.253]

Вторым методом, используемым для изучения комплексных ионов, является измерение молярной электропроводности соли. В случае простых солей и комплексных солей с ионами известного состава эта величина зависит главным образом от валентности СОЛИ она увеличивается с возрастанием заряда ионов. В свою очередь электропроводность может быть использована для определения валентности соли, что может оказаться достаточным для определения формулы комплексного иона или, по крайней мере, для того, чтобы ближе подойти к ее уяснению . Для определения числа присутствующих в растворе ионов можно воспользоваться также и другими методами, например понижением температуры замерзания растворов, и получить таким путем сведения о составе комплексного иона. [c.288]

Определение микроколичеств железа при помощи о-фенантролина основано на образовании оранжево-красного комплексного иона. Приготавливают исследуемый и стандартные окрашенные растворы с о-фенантролином и измеряют их оптические плотности по отношению к нулевому раствору на фотоколориметре ФЭК-М с синим светофильтром. Неизвестную концентрацию ионов железа определяют методом сравнения по следующим формулам [c.109]

Под комплексным ионом понимают более или менее устойчивый, несущий заряд агрегат, образованный атомом или ионом металла, непосредственно связанным с группой нейтральных молекул или ионов. Последние называют лигандами, или донорными группами, и говорят, что они координированы центральным ионом, или акцептором, с образованием внутренней координационной сферы. При написании формулы внутреннюю координационную сферу комплексного иона заключают в квадратные скобки, например [Си(Н20)4] или [Со(ЫНз)4р2) . Число лигандов, определенным образом расположенных [c.230]

До открытия электрона невозможно было понять природу химической связи. Правда, понятие о валентности существовало уже в 1852 г. и в эти же годы существовали некоторые представления о геометрических формах молекул. Вант Гофф и Лебель установили тетраэдрическую структуру атома углерода, а Вернер создал стереохимию комплексных ионов. Очевидно, для того чтобы молекула имела определенную геометрическую форму, должны существовать какие-то связывающие силы между ее частями. В структурных формулах такую химическую связь между связанными атомами изображали черточкой. Она указывала на существование связи, но, разумеется, не давала никакого описания ее природы. [c.159]

Как во всех областях химической науки, в химии координационных соединений есть своя терминология. Под комплексным ионом понимают более или менее устойчивый, несущий заряд агрегат, образованный атомом или ионом металла, непосредственно связанным с группой нейтральных молекул или ионов. Последние называют лигандами, или донорными группами, и говорят, что они координированы центральным ионом, или акцептором, с образованием внутренней координационной сферы. При написании формулы внутреннюю координационную сферу комплексного иона заключают в квадратные скобки, например [Си (Н20)4] или [Со(МНз)4р2] . Число лигандов, определенным образом расположенных в пространстве и непосредственно связанных [c.377]

Определение чисел переноса позволяет установить состав комплексных ионов. Так, например, при электролизе раствора, содержащего медно-аммиачный комплексный катион [Си(ЫНз)4]", к катоду переносится не только медь, но и аммиак. При разряде такого иона в католите накапливается аммиак. Определив число грамм-эквивалентов меди, перенесенных в католит, и число молей перенесенного аммиака, можно установить формулу медно-аммиачного комплекса. [c.75]

Таким образом, комплексные соединения характеризуются определенной пространственной структурой, присущей соответствующему комплексному иону. Лиганды прочно связаны с ком-плексообразователем и не способны или в очень малой степени способны к диссоциации, так как связаны с центральным атомом неионогенно, составляя один комплексный ион по схеме (при написании формул комплексных соединений комплексный ион [c.361]

Сокращенные формулы применяют по отношению к лабильным комплексным ионам, существующим в растворах. Существование таких ионов обычно определяется методами исследования равновесий. Для определения их состава прослеживают зависимость концентрации комплекса от концентрации компонентов. Если концентрация некоторых компонентов (обычно растворителя и индифферентной соли) во время исследования не изменяется в достаточной степени, невозможно установить, сколько частиц этих компонентов входит в состав комплексного иона. Поэтому в формуле комплексного соединения предпочитают указывать только те лиганды, наличие которых установлено достоверно. Остальные места в координационной сфере могут быть заполнены по-разному. Например, сокращенная формула иона дироданожелеза (1П) Fe(S N)2+, обнаруженного в системе Fe +—S N в присутствии [c.25]

Магнитные свойства. Если принять, что парамагнетизм имеет только спиновое происхождение (т. е, считать орбитальный магнетизм незначительным из-за ограниченности орбитального движения в поле лигандов), то легко прийти к определенным выводам относительно магнитного момента. Рассмотрим в качестве примера комплексные ионы железа (II) [Fe( N) - и [Ре(Н20)б] . Из спектрохимического ряда следует, что ион N создает сильное, а Н2О — слабое поле. В сильном поле / -электронынонаРе " образуют низкоспиновый комплекс (см. рис. 104). Суммарный спин 5=0, комплексный ион [Fe( N)e] должен быть диамагнитным, что подтверждает опыт. Напротив, в слабом поле четыре из шести /-электронов неспарены и 8=2, комплексный ион [Ре(Н20)в] должен быть парамагнитным. Величина парамагнитного момента может быть рассчитана по формуле спинового парамагнетизма (см. 14) [c.242]

Определение константы неустойчивости. Для определения константы неустойчивости комплексных ионов применяются главным образом два метода. Один из них основан на измерении э. д. с. соответствующих цепей и будет описан в гл. VII, а другой связан с определением растворимости. Последний можно проиллюстрировать на примере комплексного иона аммиаката серебра [26]. Если формула комплекса AgmiNHa) и если воспользоваться концентрациями, как это сделано в уравнении (118), то константа неустойчивости определяется следующим уравнением [c.243]

Переходя от общего вопроса о д1етодах определения состава комплексных ионов к рассмотрению исходного соединения [ o(NHз)в] lз, следует указать, что это соединение является типичным представителем многочисленной группы комплексов общей формулы [МеА0]Хп. В этой формуле Ме обозначает ион металла, А — нейтральную молекулу, которая может играть в соединении ту же роль, что и аммиак, X — одновалентный кислотный остаток, п — валентность (заряд) иона металла. [c.44]

Поскольку для определения состава комплексных ионов погрешность в величине заряда в 5—10%, по-видимому, может считаться приемлемой, то, проведя сопоставление (корреляадю) коэффициентов самодиффузии и подвижности для различно заряженных ионов, можно внести поправку в величину подвижности и только после этого рассчитать заряд иона по формуле (1.20). [c.19]

Цель работы — определение составов комплексных соединений общей формулы M Ax(OH)y, образующихся в водных растворах кислоты НА, и нахождение их констант устойчивости. Составы комплексных соединений, отвечающие набору чисел q, х, у, находят по угловым коэффициентам экспериментальных кривых частных зависимостей Д<р — потенциала ИСЭ, обратимого к катионам М "+, или электродного (окислительного) потенциала электродов 1-го рода или амальгамных электродов — от показателей независимых концентрационных переменных pH, рСо и рСд. Константы устойчивости комплексов определяют графически или методом последовательных приближений, используя для этой цели уравнение потенциала Дф и кривые частной зависимости Дф = Дф(рН). Ионная сила поддерживается постоянной (поуказанию преподавателя). [c.665]

Для определения константы нестойкости иона [Ад(N143)2] составляют гальванический элемент, в котором один электрод представляет собой серебряную проволоку, погруженную в раствор комплексной соли с концентрацией С моль/л, а другой электрод — также серебряная проволока, но опущенная в раствор нитрата серебра с концентрацией ионов серебра С. Измеряют эдс такого концентрационного элемента и рассчитывают константу нестойкости комплексной соли, используя формулу [c.342]

Определение величины заряда ионов. Для выяснения химизма образования многих соединений, в том числе комплексных, в водных растворах часто необходимо определить величину заряда продукта реакции. Например, известно, что ионы Т1 (IV) и Nb (V) образуют в кислых растворах пероксидные комплексы с соотношением М Н2О2 =1 1. Комплекс ниобия поглощается, катионитами значительно слабее комплекса титана на этом основании разработан метод разделения этих элементов. Пероксидным комплексам титана и ниобия с соотношением компонентов 1 1 можно приписать различные формулы [Т10 (Н02)1+, [ТЮ (НА) , (Н02)1 +, [Т1 (НА)] +. [Nb02 (НЛ)]+, [НЬО (НОа)]"+. [МЬО (НА)] и т. д. [c.212]

Строго говоря, прямое сопоставление констант равновесия с целью определения относительной термодинамической устойчивости комплексов допустимо лишь для соединений с формулами одного и того же типа. Например, прямое сопоставление значений Снестойк возможно для комплексных ионов u(NHз)J , Си(СН) и Hg( N) , относящихся к одному и тому же типу (с координационным числом четыре). Однако нельзя сопоставлять значения КнестоЯк Для комплексов u(NHз)J+ и Ag(NHз) +. [c.412]

Например, если фотометрическое определение Со (II) в присутствии Fe (III) проводить при pH = 2 и равновесных концентрациях [ s n1=0,75 моль/л и [С о ] 2,36-10 моль/л, то относительное содержание комплексных ионов (в условиях равновесия), рассчитанное по формуле (10.9), будет следующим [c.344]

Рейнольдс и Аргерзингер [10] приводят метод определения суммарных формул, а также констант диссоциации комплексных ионов по положению минимума на кривой растворимости. С этой целью исследуют растворимость труднорастворимого вещества в зависимости от концентрации комплексообразующего аниона в растворе. [c.38]

В настоящее время, однако, ясно, что максимальное отрицательное отклонение от линейного соотношения между эквивалентной электропроводностью и содержащим компонентом в смеси не обязательно имеет место при составе, соответствующем молекулярным формулам соединений, определенным по фазовой диаграмме. Блюм и др. [33] продемонстрировали, что стехиометрия комплексных ионов в расплаве может быть совершенно отличной от той, которую следовало бы ожидать, судя по составу твердых промежуточных фаз. Любые комплексные ионы, образующиеся в расплавленном электролите, будут находиться в равновесии с составляющими их простыми ионами, поэтому пе следует думать, что максимальное отрицательное отклонение проводимости от линейной зависимости можно использовать для вычисления их стехиометрического состава. Положение максимумов энергии активации проводимости является, по мнению некоторых исследователей [26, 33, 44], более важной величиной для определения стехиометрического состава комплексных ионов, образующихся в системе. Например, существует ярко выраженный максимум активационной энергии в системе dJ2 — KJ при [c.225]

В одной из глав данной книги помещен рисунок, показывающий расположение атомов водорода в необычном гидриде переходного металла — ионе КеНэ . В первом сообщении это соединение фигурировало как ренид-ион Не", полностью лишенный лигандов. От работы к работе заряд комплексного иона и число атомов водорода в нем увеличивались соединению последовательно приписывали формулы КеН , НеНа" и ReH9 . Окончательно вопрос о составе иона удалось решить только после исследования его методами дифракции рентгеновских лучей и нейтронов, позволивших установить действительную структуру гидрида. Возможно, это не совсем обычный случай, однако он не настолько исключителен, чтобы не служить поучительным примером. История многих других важнейших аспектов химии гидридов (например, представления о природе связи металл — водород, синтез гидридов и подробный механизм реакций, катализируемых гидридами металлов) также полна подобных перемен. Основные принципы в данной области химии были сформулированы только в последние 5—10 лет. Определение состава и структуры гидридов металлов значительно упростилось с введением современных методик ЯМР и сравнительно быстрого в настоящее время структурного анализа, основанного на дифракционных исследованиях. Следует отдать должное первым исследователям, сумевшим достичь столь значительных результатов при весьма скудных спектральных и дифракционных данных. Наиболее примечательны работы Гибера и сотр. и более поздние исследования Чатта и Вилкинсона с сотр. [c.7]

В настоящее время, однако, ясно, что максимальное отрицательное отклонение от линейного соотношения между эквивалентной электропроводностью и содержащим компонентом в смеси не обязательно имеет место при составе, соответствующем молекулярным формулам соединений, определенным по фазовой диаграмме. Блюм и др. [33] продемонстрировали, что стехиометрия комплексных ионов в расплаве может быть совершенно отличной от той, которую следовало бы ожидать, судя по составу твердых промежуточных фаз. Любые комплексные ионы, образующиеся в расплавленном электролите, будут находиться в равновесии с составляющими их простыми ионами, поэтому не следует думать, что максимальное отрицательное отклонение проводимости от линейной зависимости можно использовать для вычисления их стехиометрнческого состава. Положение максимумов энергии активации проводимости является, по мнению некоторых исследователей [26, 33, 44], более важной величиной для определения стехиометрнческого состава комплексных ионов, образующихся в системе. Например, существует ярко выраженный максимум активационной энергии в системе dJo — KJ при 0,66 молярных долях KJ. Из этого факта Блюм и др. [33] заключили, что в смесях dJ2 и KJ присутствует комплексный ион dJ4 . Для некоторых систем [26, 123] состав, соответствующий зтим максимумам, меняется при больших изменениях температуры, так что их стехиометрия может зависеть от температуры, как, впрочем, и от других факторов. [c.225]

Ход определения 100 мл исследуемого раствора нагревали до 80 ( 0,5)°С в водном термостате и титровали на платиновом вращающемся электроде при потенциале +0,8 в (НКЭ). Ионы бария в этих условиях не восстанавливаются, поэтому К1=0 Ка=0 Ка=к. Уравнения (8) и (15) сводятся к уравнению (17), причем знак плюс в нем относится к титрованию хлорида бария сульфитом натрия, минус — к обратному титрованию. В литературе значения произведения растворимости сульфита бария и данные о составе и прочности комплексных ионов ацетата бария при 80°С отсутствуют. Для их определения нами был использован метод растворимости. Последняя определялась в специальном сосуде в токе азота фук-синформальдегидным методом после установившегося равновесия. Согласно нашим опытам, при ионной силе 0,13 2 = 1,16 10 Кс = 0,055 (п = 1). Рассчитанные и экспериментальные кривые титрования как в отсутствие, так и в присутствии комплексанта показаны на рис. 2, а ошибки определений, вычисленные по формулам (13) и (16) и полученные экспериментально, приведены в п. п. [c.214]

Этой формулой и воспользуемся для определения концентрации серебра и потенциала серебряного электрода. Предположим, что к 100 мл 0,1 N раствора цианида калия добавили 0,5 мл 1 N раствора азотнокислого серебра. При этом естественно, что за счет кфмплексообразования концентрация цианида понизится до [СМ ]=0,09, а концентрация образовавшегося комплексного иона будет [Ag( N)2] = 0,005 N. Воспользовавшись уравнением константы равновесия, можем вычислить концентрацию свободных ионов серебра [c.212]