Аммиачные комплексы аммины

Акво- и гидроксокомплексы. Известно (стр. 333), что в водном растворе положительные ионы металлов гидратированы многие из них связывают воду так прочно, что их можно рассматривать как комплексные ионы, например [А1(Н20)в1 + и [Сг(Н20)в] " . В таких ионах молекулы воды из внутренней координационной сферы могут быть заменены ионами СГ (и другими анионами), в результате чего образуется ряд аквокомплексов (стр. 644), во всем похожих иа вышеописанные аммины (для этих аквокомплексов характерно изменение цвета, аналогичное наблюдаемому у аммиачных комплексов). [c.708]

В экспериментальной части приведены результаты исследования аммиачных и этилендиаминовых комплексов металлов. Наличие полной библиографии делает книгу ценным справочником по амминам металлов. [c.4]

Я. Бьеррум [12] при изучении аммиачных комплексов (амминов) различных металлов определял концентрацию свободных молекул аммиака путем измерения pH раствора. Измерения pH проводились со стеклянным или водОродным электро- [c.49]

Аммиачные комплексы (аммины). Выше (стр. 686) было показано, что свежеосажденная студнеобразная гидроокись меди(П) голубого цвета, нерастворимая в воде, растворяется в водном растворе аммиака, образуя гидроокись тетрамминомеди 11) [Си(NH3)4](ОН)2 темно-синего цвета. Трудно растворимые в воде галогениды серебра также растворяются в аммиаке с образованием бесцветных растворимых комплексов, содержащих ион [Ag(NH3)2]" . [c.707]

Аммины, или амминокомплексы. или аммиакаты, или аммиачные комплексы металлов — координационные соединения металлов, содержащие молекулы координированного (т. е. связанного с атомом металла) аммиака. Молекулу аммиака, выступающую в роли монодентатного лиганда, называют аммином. Молекула аммиака связана с атомом металла донорно-акцепторной координационной связью через атом азота по схеме М<-ННз. Донор электронной пары — атом азота, акцептор электронов — атом металла. Направление стрелки, обозначающей донорно-акцепторную связь, указывает направление донирования электронов. Аммины могут быть комплексами катионного типа (например, [Р1(ЫНз)4]С12). Часто к амминам относят также комплексы, содержащие, кроме аммиака, другие лиганды (на1фимер, [Р1СЬ(ННз)2]), хотя, строго говоря, подобные соединения амминами не являются. Широко используются в химическом анализе. [c.204]

Исследование сильно облегчается, если образование амминов начинается при достаточно малой концентрации ионов гидроксила, когда гидроксо-соединения образуются лишь в незначительных количествах. В большинстве случаев такое условие выполняется при достаточно высокой концентрации ионов аммония. Если акво-ионы металла имеют явно кислотный характер, необходимо принимать во внимание образование гидроксо-соединений. Для большинства одно- и двухзарядных ионов металлов кислотный характер не имеет большого значения. Однако кислотный характер трехзарядных ионов настолько ярко выражен, что гидроксо-соединения образуются в больших количествах, вследствие чего исследование образования амминов обычно становится невозможным. Кроме того, в отдельных случаях необходимо учитывать образование амидо-комплексов, например в системах аммиачных комплексов ртути и платины. [c.17]

В исследованных системах аммиачных комплексов меди (I) и серебра невозможно было доказать присутствие амминов более чем с двумя молекулами аммиака . Однако это едва ли объясняется тем, что такие аммины не существуют. Этот факт просто указывает на большую их неустойчивость. Для систем аммиачных комплексов ртути (II) было найдено, что полный эффект Гг, 3 имеет необычно высокое значение 7,7. Если предположить подобный или даже меньший полный эффект для систем аммиачных комплексов меди (I) и серебра, то станет ясно, что существование богатых аммиаком комплексов нельзя непосредственно наблюдать в пределах области, доступной для измерения. [c.65]

Аммиачные комплексы ртути (И), платины (IV) и родия в заметной степени отщепляют ионы водорода, вероятно, потому, что молекулы аммиака особенно сильно связаны в этих комплексах. Аммиачные соединения платины особенно полно исследовали Грюнберг и Фаерман [63], которые нашли значительное сходство этих соединений с подобными системами акво-кислот. Недавно Шварценбах [64] обратил внимание на то, что разность в кислотности между акво-соединениями и амминами платины (IV) очень точно равна подобной разности для соответствующих соединений родия и является величиной того же порядка, что и разности в кислотности для молекул воды и аммиака, т. е. приблизительно 7 единиц рк. Если это не случайное совпадение, то его можно использовать как правило, при помощи которого можно вычислить порядок величины констант кислотной диссоциации ионов амминов по данным для акво-ионов. [c.73]

Если акво-ионы металлов побочных групп представляют собой химическое соединение в большей степени, чем гидратированные ионы щелочных или щелочноземельных металлов, то можно ожидать, что первые имеют наибольшую теплоту гидратации. Конечно, нельзя надеяться на то, что эта закономерность всегда справедлива, но ее можно применять, когда сравниваемые ионы имеют одинаковые заряд и радиусы. С таким ограничением это кажется справедливым, хотя не является причиной какого-нибудь значительного эффекта. Это видно из табл. 10, Б которой теплота гидратации некоторых ионов металлов в газообразном (СОСТОЯНИИ сравнивается с радиусом ионов (по Полингу и Гольдшмидту). Приведенные теплоты гидратации частично вычислены Латимером [24] на основании циклических процессов Фаянса — Борна, отчасти Уэббом [25], который использовал диэлектрические свойства воды и кажущийся радиус иона металла (вычисленный из парциального мольного объема и полной теплоты гидратации электролита при бесконечном разбавлении). Наконец, в табл. 10 сравниваются вычисленные значения теплот гидратации с теплотой образования некоторых ионов типичных амминов металлов в водном растворе. Часть данных принадлежит автору, другая часть взята из опубликованных калориметрических исследований. Можно видеть, что теплота образования амминов, которая, конечно, зависит от числа связанных молекул аммиака, увеличивается с устойчивостью аммиачного комплекса, о в целом очень мала по сравнению с теплотой гидратации. [c.80]

III). Эти системы имеют характеристическое координационное число 6 и остаточный эффект одного и того же порядка, несмотря на огромное различие в прочности амминов. Что касается природы химической связи, то система малопрочных комплексов магния, несомненно, представляет пример валентных связей, которые являются главным образом ионно-дипольными связями, тогда как в системе очень прочных комплексов кобальта (III) связи являются типичными направленными гомео-полярными связями. Инертность аммиачных комплексов кобальта (III), и особенно их диамагнетизм , определенно указывают на это. В сравнении с этими системами положение менее ясно в случае аммиачных комплексов кобальта (II) и никеля, которые по прочности лежат между аналогичными комплексами [c.83]

Если различные значения дипольного момента молекул аммиака и воды наряду с различием в их поляризуемости обусловливают образование амминов, то концентрация свободного аммиака при степени образования 0,5 должна уменьшаться с увеличением плотности заряда, т. е. в такой последовательности кальций, литий, магний. Что это действительно так, очевидно из табл. 12, где приведена концентрация свободного аммиака для трех систем аммиачных комплексов. При этом принято, что ионы магния и кальция способны образовывать гексамминовые комплексы, а ион лития — триаммнновый комплекс. Учитывая различие теплот образования твердых гидратов и аммиачных комплексов (см. табл. 11), можно получить последовательность, в которой литий стоит перед кальцием, что, вероятно, обусловлено различием в энергии решетки твердых [c.91]

В случае системы аммиачных комплексов ртути (II) цель, прежде всего, состояла в определении состояния растворов. Проведенные измерения (все при комнатной температуре) менее пригодны для определения очень точных значений констант устойчивости этой системы комплексов, чем в случае многих других изученных систем амминовых комплексов. Одной из причин является высокая прочность связи первых двух молекул аммиака, вследствие чего образование амминов начинается даже в сильнокислом растворе, для которого трудно определить кривую образования. Условия расчета, однако, более простые, так как в этом случае имеются две четко разделенные системы комплексов, причем каждая отвечает присоединению двух лигандов. (Такая же простота расчетов наблюдалась в случае всех систем комплексов ртути (II), кроме того, см. теоретическую часть, стр. 64). Вследствие этого можно сразу вычислить правильные значения четырех ступенчатых констант просто из наклона кривой образования и значений p[NHз] для = I и [c.177]

При расчете п и р[еп] предположили, что молекулы этилендиамина, связанные в комплекс с ионами металла, не проявляют основных свойств. Это, конечно, заранее исключается при условии, что этилендиамин занимает только два координационных места. Данное предположение хорошо согласуется с тем фактом, что устойчивость во всех изученных случаях значительно больше, чем у соответствующих систем аммиачных комплексов (см. стр. 94) и что кривые одинаковой формы имеют конечное значение п = 3. Правда, известны комплексы платины, у которых епН+ является комплексно связанной частицей (см. стр. 95), но мало вероятно, что такие комплексы, даже при минимальных их концентрациях, термодинамически устойчивы в изученных здесь системах комплексов металлов. Кроме того, поскольку ввиду относительно незначительного гидролиза ионов данных металлов (см. табл. 9, стр. 77) исключено, что образование гидроксо-комплексов будет мешать образованию амминов, казалось бы, имеются все основания для расчета констант устойчивости данных амминов по найденным кривым образования. [c.224]

Настоящая работа посвящена изучению образования амминов металлов в растворах солей металлов, содержащих аммиак или этилендиамин. Образование амминов изучали главным образом при помощи стеклянного электрода. Общее представление об объеме и характере исследования можно получить, изучив рис. 21 и 22. На рис. 21 показаны области существования отдельных аммин-ионов металлов в исследованных системах аммиачных комплексов. На оси ординат отложены концентрации различных амминовых комплексов в молярных процентах, на оси абсцисс — ра[ННз]-функция, которая при концентрации аммиака менее 1 н. равна отрицательному логарифму молярной концентрации свободного аммиака . Кроме кривых распределения систем комплексов меди, все кривые рассчитаны на основании констант устойчивости, определенных в данной работе (большей частью для 2 и. раствора нитрата аммония при 30° — см. рис. 21). [c.294]

Другие методы разделения, применяемые в схеме Свифта и Шефера, включают образование аммиачных комплексов для отделения металлов амминной группы от группы щелочноземельных металлов [Ni +(водн)-j-4NH3(водн) = = Ы1(ЫНз) (водн)], использование более кислотного характера высших степеней окисления элементов (более высокая плотность положительного заряда) для отделения группы хрома [ r(VI), V(V)] от группы алюминия (AF+, 2п +), осаждение ионов галогенов нитратом серебра в кислом растворе и отделение сульфат- и фторид-иона от группы фосфора осаждением серебряных солей слабых кислот (Ag3P04, А зАз04) в нейтральном растворе. Ионы Na+, N07 и С0 открывают в отдельных порциях исходного образца, так как их вводят с реагентами при первоначальном сплавлении . Ион К+ также легче обнаружить в исходной смеси из-за довольно высокой растворимости соединений калия, используемых для его открытия (умеренная чувствителыюсть аналитических реакций на К+). [c.224]

Аммиачные комплексы трехвалентных платиновых металлов наиболее характерны для Rh, 1г и Ru. Производные самого богатого аммиаком типа [Э(ЫНз)б]Хз, где X — однозарядный анион, обычно бесцветны, а содержащие во внутренней сфере меньше молекул аммиака часто имеют желтую окраску. Некоторые из них весьма термически устойчивы. Например, [НЬ(ЫНз)б]С1з разлагается лишь при 290 °С, а пент-аммины [Rhr NH3)5]r2 — при 340 (С1), 320 (Вг), 290°С (1). Так как светло-желтый [Rh l(NH3)5] l2 малорастворим в воде (8 г/л) и еще гораздо менее (0,07 г/л) в 10%-ной НС1, он пригоден для осаждения родия. Приблизительно такова же растворимость в воде аналогичного по составу и цвету производного иридия. Тоже светло-желтый [Ru l(NH3)6] l2 интересен тем, что выдерживает без изменения даже длительное кипячение с концентрированной НС1 (но щелочами разлагается). Для катиона [c.401]

Осмий дает аммиачные комплексы тех же типов, но известно их значительно меньше. По данным. магнитных измерений в его соединениях Мэфф = 1,7, т. е. осмий действительно трехвалентен. Напротив, амминные производные формально трехвалентной платины — Р1(1ЧНз)2Вгз, Pt(NH3)2(OH) l2 и немногие другие — оказались диамагнитными. Почти черный кристалл первого [c.193]

АММИАЧНАЯ СЕЛИТРА то же, что аммония нитрат. АММИНЫ [от амм(иак) (аммиакаты, амминокомплек-сы), координационные соед., содержащие в кач-ве лигандов одну или неск. молекул NH3. Последнюю в роли лиганда наз. аммин она связана с центр, атомом металла через атом N. Различают А. анионного типа (напр., К [Pt lj (NH3)]), катионного (напр., [Р1(ЫЩ4]С1 ) и комплексы-неэлектролиты (напр., [Pt lj(NH3)2] . В зависимости от числа молекул координированного NH3 А. часто подразделяют на моно-, ди-, три-, тетр-, пент- и гексам-мины. [c.151]

Интересно было продолжить эти исследования, изучив аммины других металлов, и в каждом случае определить строение комплексов и их ступенчатые константы устойчивости. Такие исследования позволили бы более глубоко понять как значение координационного числа, так и теории Вернера в целом. С этой целью ранее начатое изучение амминов было продолжено в настоящей работе на аммиачных соединениях следующих ионов металлов [c.15]

В случае комплексных соединений не существует какого-либо общего метода определения концентрации свободного лиганда. Если лиганд обладает в достаточной степени кислотными (или основными) свойствами, концентрацию свободного лиганда можно определить, применяя водородный электрод в растворах, имеющих известную концентрацию соответствующего основания (кислоты). Этот метод был использован в настоящем исследовании при изучении амминов металлов. В других случаях (ацидо-комплексы) концентрацию свободного лиганда можно иногда определить при помощи металлического электрода второго рода. Примером этого может служить определение иона хлора хлорсеребряным электродом. При определении концентрации одного из комплексных соединений, особенно концентрации самой центральной группы, наиболее эффективным методом является измерение концентрации ионов металла при помощи металлического электрода или, в частном случае, при помощи окислительно-восстановительного электрода. Примером применения последнего является измерение активности ионов железа (П1) в растворах его комплексных солей при использовании ферриферро-электрода. Следует отметить также, что концентрацию гексамминкобальта (П) в аммиачных растворах кобальта (И) в данном исследовании определяли аналогичным способом. [c.24]

Соли щелочных и щелочноземельных металлов, за исключением солей бериллия, не проявляют способности (или только слабую) к образованию гидроксо-комплексов в аммиачном растворе . Поэтому понижение упругости пара аммиака над водным аммиачным раствором, которое вызывается присутствием солей лития и магния (в противоположность, например, солям калия и бария) позволяет предположить образование амминов в растворах. Однако условия образования довольно сложны, так как химическое взаимодействие здесь сопровождается физическим. В то время как образование аммина приводит к понижению упругости пара аммиака, добавление электролита будет увеличивать более или менее резко выраженный эффект высаливания аммиака. На основании измерений Гауса, Абегга и Ризенфельда ниже приведены величины относительного изменения упругости пара [c.140]

ЭТОМ подставляли величину (или величины) JV, для которой рассчитанная кривая лучше всего отвечает экспериментальным точкам при малых концентрациях аммиака. Из рисунка видно, что образование амминов в аммиачных растворах магния, очевидно, заканчивается образованием гексамминового комплекса, в то время как в случае соответствующих растворов кальция и лития нельзя с уверенностью говорить о составе координационно насыщенного амминового комплекса. Экстраполяция при [c.152]

Поскольку способность к образованию амминов увеличивается в ряду от бария к магнию, можно ожидать весьма значительное образование амминов в аммиачных растворах бериллия. Тем не менее этого не происходит, потому что (как отмечено на стр. 93) способность иона бериллия образовывать гидроксо-комплексы растет соответственно сильнее, вследствие чего образование гидроксо-комплексов, как и в случае ионов многих трехзарядных металлов, подобных ионам алюминия или железа (П1), полностью преобладает над образованием амминов. [c.179]

Ион таллия (I) в отличие от иона серебра имеет очень малую тенденцию к образованию амминов в растворе [10]. Жоб подтверждает это в своей работе [И], в которой он показал [спектрометрическими измерениями и определениями растворимости хлорида таллия (I)], что моноаммнновый комплекс образуется лишь при очень высокой концентрации амина как в аммиачных, так и в этилендиаминовых растворах. Из результатов [c.182]

В своих исследованиях 1910 г. Пома смог показать, что окраска аммиачных растворов никеля продолжает изменяться с концентрацией аммиака почти до Юн. Отсюда он заключил, что аммиачные растворы никеля содержат по крайней мере два амминовых комплекса. Вийс предположила (в 1925 г.), что устанавливается равновесие между диаммин-, тетраммин-и гекс-аммин-ионами, и, исходя из этого, вычислила константы устойчивости рассматриваемых аммин-ионов. Наконец, следует отметить, что в 1928 г. Жоб без достоверных доказательств утверждал, что он установил существование иона триаммин-никеля. [c.186]

Аммины кобальта (II) были изучены не только путем измерений со стеклянным электродом, но также измерением окислительно-восстановительного потенциала аммиачных растворов кобальта (II), к которым добавляли соль гексамминкобальта (III). Экспериментальные подробности этих окислительно-восстановительных измерений будут рассмотрены ниже (стр. 250), но результаты измерений использованы здесь для расчета констант системы комплексов кобальта (II). Аммины никеля исследовали не только измерением со стеклянным электродом, но также определением светопоглощения. Из полученного спектра поглощения в сочетании с константами устойчивости, найденными измерением со стеклянным электродом, можно рассчитать спектр отдельных амминовых комплексов никеля аналогично вычислению спектра отдельных ионов амминмеди (II), проведенному ранее автором [II, стр. 46]. [c.187]

Смотреть страницы где упоминается термин Аммиачные комплексы аммины : [c.476] [c.73] [c.85] [c.203] [c.224] [c.435] [c.73] [c.435] [c.23] [c.55] [c.90] [c.141] [c.142] [c.156] [c.156] [c.170] [c.176] [c.177] [c.184] [c.186] [c.186] [c.206] [c.228]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология