Физико-химические свойства Водорода. 3 страница

2) Название комплексной части начинают с указания состава внутренней сферы. Во внутренней сфере прежде всего называют лиганды — анионы, прибавляя к их латинскому названию окончание «о». Например: Cl− — хлоро, CN− — циано, SCN− — тиоцианато, NO3− — нитрато, SO32− — сульфито, OH− — гидроксо и т. д. При этом пользуются терминами: для координированного аммиака — аммин, для воды — аква, для оксида углерода(II) — карбонил.

3) Число монодентатных лигандов указывают греческими числительными: 1 — моно (часто не приводится), 2 — ди, 3 — три, 4 — тетра, 5 — пента, 6 — гекса. Для полидентатных лигандов (например, этилендиамин, оксалат) используют бис-, трис-, тетракис- и т. д.

4) Затем называют комплексообразователь, используя корень его латинского названия и окончание -ат, после чего римскими цифрами указывают (в скобках) степень окисления комплексообразователя.

5) После обозначения состава внутренней сферы называют внешнюю сферу.

6) В названии нейтральных комплексных частиц комплексообразователь указывается в именительном падеже, а степень его не указывается, так как она однозначно определяется, исходя из электронейтральности комплекса.

Примеры:

K3[Fe(CN)6] — гексацианоферрат(III) калия

(NH4)2[PtCl4(OH)2] — дигидроксотетрахлороплатинат(IV) аммония

[Сr(H2O)3F3] — трифторотриаквахром

[Сo(NH3)3Cl(NO2)2] — динитритохлоротриамминкобальт

[Pt(NH3)4Cl2]Cl2 — хлорид дихлоротетраамминплатины(IV)

[Li(H2O)4]NO3 — нитрат тетрааквалития

Классификация

Существует несколько классификаций комплексных соединений в основу которых положены различные принципы.

По заряду комплекса

1)Катионные комплексы образованы в результате координации вокруг положительного иона нейтральных молекул (H2O, NH3 и др.)

[(Zn(NH3)4)]Cl2 — хлорид тетраамминцинка(II)

[Co(NH3)6]Cl2 — хлорид гексаамминкобальта(II)

2) Анионные комплексы: в роли комплексообразователя выступает атом с положительной степенью окисления, а лигандами являются простые или сложные анионы.

K2[BeF4] — тетрафторобериллат(II) калия

Li[AlH4] — тетрагидридоалюминат(III) лития

K3[Fe(CN)6] — гексацианоферрат(III) калия

3) Нейтральные комплексы образуются при координации молекул вокруг нейтрального атома, а также при одновременной координации вокруг положительного иона — комплексообразователя отрицательных ионов и молекул.

[Ni(CO)4] — тетракарбонилникель

[Pt(NH3)2Cl2] — дихлородиамминплатина(II)

По природе лиганда

Лиганды – атомы или изолированные группы атомов, располагающиеся вокруг комплексообразователя.

1) Аммиакаты — комплексы, в которых лигандами служат молекулы аммиака, например: [Cu(NH3)4]SO4, [Co(NH3)6]Cl3, [Pt(NH3)6]Cl4 и др.

2) Аквакомплексы — в которых лигандом выступает вода: [Co(H2O)6]Cl2, [Al(H2O)6]Cl3 и др.

3) Карбонилы — комплексные соединения, в которых лигандами являются молекулы оксида углерода(II): [Fe(CO)5], [Ni(CO)4].

4) Ацидокомплексы — комплексы, в которых лигандами являются кислотные остатки. К ним относятся комплексные соли: K2[PtCl4], комплексные кислоты: H2[CoCl4], H2[SiF6].

5) Гидроксокомплексы — комплексные соединения, в которых в качестве лигандов выступают гидроксид-ионы: Na2[Zn(OH)4], Na2[Sn(OH)6] и др.

Многообразие координационных соединений обусловлено образованием изомеров – соединений одинаковых по составу, но отличающихся расположением лигандов вокруг центрального атома.

Гидратная (сольватная) изомерия обусловлена различным расположением молекул воды и анионных лигандов между внутренней и внешней сферами

Ионизационная изомерия характеризуется различным распределением ионов между внешними и внутренними сферами комплексных соединений и, как следствие этого, различным характером диссоциации на ионы.

Координационная изомерия заключается в различном распределении лигандов во внутренних координационных сферах.

Геометрическая изомерия состоит в различном пространственном расположениии лигандов вокруг центрального атома.

61. Соединения Меди. Медь – элемент побочной подгруппы 1 группы 4 периода; пластичный переходный материал золотисто-розового цвета. В природе встречается в соединениях – минерал халькопирит, и в самородном виде. Образует кубическую гранецентрированную решетку; обладает высокой тепло и электропроводностью. Имеет степень окисления +1, или +2.

Реакция с кислотой – Cu+H2SO4=CuO+SO2+H2O;Cu+4HNO3=Cu(NO3)2+2NO2+2H2O

Медный порошок реагирует с хлором – Cu + Cl2 = CuCl2

4Cu + SO2 = Cu2S + 2CuO

Cu(OH)2 = CuO + H2O

62. Химическая термодинамика. Изучение процессов взаимодействия веществ методами термодинамики. Основными направлениями химической термодинамики являются:

1. Классическая химическая термодинамика, изучающая термодинамическое равновесие вообще.

2. Термохимия, изучающая тепловые эффекты, сопровождающие химические реакции.

3. Теория растворов, моделирующую термодинамические свойства вещества исходя из представлений о молекулярном строении и данных о межмолекулярном взаимодействии.

63. Энтальпия (теплосодержание) – термодинамический потенциал, характеризующий состояние системы в термодинамическом равновесии при выборе в качестве независимых переменных давления, энтропии и числа частиц; Энергия, доступная для преобразования в теплоту при определенных температуре и давлении.

Энтальпия – сумма внутренней энергии тела и работы, которую необходимо затратить на вывод тела в окружающую среду имеющую определенное давление.

Все химические реакции сопровождаются выделением (экзотермические) или поглощением (эндотермические) тепла. Мерой теплоты реакции служит изменение энтальпии ΔН, которая соответствует теплообмену при постоянном давлении. В случае экзотермических реакций система теряет тепло и ΔН — величина отрицательная. В случае эндотермических реакций система поглощает тепло и ΔН — величина положительная.

64. Энтропия. Это мера беспорядка системы, состоящей из многих элементов. Термодинамическая энтропия — термодинамическая функция, характеризующая меру неупорядоченности термодинамической системы, то есть неоднородность расположения и движения её частиц. Энтропия используется для определения меры необратимого рассеивания энергии, меры отклонения реального процесса от идеального.

65. Молекула – электрически нейтральная частица, образованная из двух или более связанных ковалентными связями атомов. В классической теории химического строения молекула рассматривается как наименьшая стабильная частица вещества, обладающая всеми его химическими свойствами. Молекула состоит из атомов, а если точнее, то из атомных ядер, окруженных определенным числом внутренних электронов, и внешних валентных электронов, образующих химические связи.

66. Формы кристаллической решетки. Кристалли́ческая решётка — вспомогательный геометрический образ, вводимый для анализа строения кристалла. Решётка имеет сходство с канвой или сеткой, что даёт основание называть точки решётки узлами. Решёткой является совокупность точек, которые возникают из отдельной произвольно выбранной точки кристалла под действием группы трансляции. Это расположение замечательно тем, что относительно каждой точки все остальные расположены совершенно одинаково. Для удобства анализа обычно точки решётки совмещают с центрами каких-либо атомов из числа входящих в кристалл, либо с элементами симметрии.

67. Донорно-акцепторный механизм. Это способ образования ковалентной химической связи между двумя атомами или группой атомов, осуществляемый за счет неподеленной пары электронов атома-донора и свободной орбитали атома-акцептора.

Донорами обычно выступают атомы азота, кислорода, фосфора; роль акцептора может выполнять ионизированный атом водорода H+

Именно с позиций донорно-акцепторного механизма описывается образование локализованных ковалентных связей в молекулах и молекулярных ионах комплексных (координационных) соединений: связь формируется за счёт не поделённой пары электронов, лиганда и свободной орбитали атома-комплексообразователя.

68. Соединения Марганца. Марганец – элемент побочной подгруппы 7 группы 4 периода. Металл серебристо-белого цвета. Основной минерал марганца – пиролюзит, встречается в природе. Имеет кубическую и тетрагональную кристаллическую решетку.

Получение – алюминотермический метод: 4MnO2 = 2MnO3 + O2; Mn2O3 + 2Al = 2Mn + Al2O3.

Характерные степени окисления марганца: +2, +3, +4, +6, +7

Mn + 2H2SO4 = MnSO4 + SO2 + 2H2O

MnO2 +4KOH+O2 = 2K2MnO4 (манганат) + 2H2O

MnO2 + 4HCl = MnCL2 + CL2 + 2H2O

Дата добавления: 2015-04-24