Строении и типы хим. связи комплексных соед-ий. Основные положения кординационной теории Вернера.

Комплексные соединения – это соединения высшего порядка, которые сопровождаются возникновением новых ионов, достаточно устойчивых в водных соединениях.

Основные положения теории Вернера:

*Большая часть хим. элементов может выступать в качестве комплексообразователя, проявляя два типа валентности: основную ( соотв. Степени окисления), побочную ( координац. числу ).

*Комплексообразователь стремится к насыщению и главной и побочной валентности.

Главная насыщается только ионами, а побочная анионами и нейтр. молекулами.

*КС характеризуются определенной геометрической формой

В КС обязательно присутствует донорно-окцепторная связь.

Донорно-окцепторная связь – это реакция

:А + В → А : В

донор акц. д/а связь

осуществляемая за счет неподельной пары электронов одной частицы и свободной орбитали другой частицы.

д/а связь ион. связь

Строение комплексных соединений: комплексообразователь, лиганды, координационное число и т.д. на конкретном примере.

Строение КС.

-противоион (ион внешней сферы), 4-кол-во. Лиганд, -лиганды.

- компл. обр-ль.

В центре молекулы КС находится центральный атом – комплексообразователь.Координационное число

: От заряда и радиуса компл-образ. Чем эти величины больше, тем больше леганд может разместится возле компл-образ. от заряда и радиуса лиганд и чем менше эти показатели тем больше лиганд может принять компл-образ. Компл-образ. и лиганды образуют комплексный ион устойчивый в водных растворах.

Ихомерия кс:

*1 тип-ионная изомерия.Она обусловлена способностью нек.ионов и нейтральных молекул входить во внутр.так и во внешнюю реду

*2тип-кординационная.Встречается в бикомплексных соед-ях.И катион и анион-компл.ионы.

*3тип-оптическая изомерия.Такие изомеры имеют один.состав и строение и явл.зеркальным изображением друг друга.

29. Комплексн. соед.(КС)-соед. высшего порядка, образ. кот-ых сопровожд-ся возникновен. новых ионов, достаточно устойчивых в КС. КС диссоциир. в 2 ступени. Первоночально при растворении в воде происход. его дисс. на комплексн ион и противоион. Дисс. протек. по типу сильн. эл-литов, т. е. это необратимый проц. На 2-ой ступени комплексн. ион дисс. по типу слаб. эл-литов, т.е. это обратимый проц. 1.Катион [Cu (NH₃)₄]Cl₂→[Cu (NH₃)₄]²⁺+2Cl^-

2. [Cu (NH₃)₄]²⁺↔Cu²⁺+4NH₃⁰

1.Анион K₃[Fe(CN)₆]→3K⁺+[Fe(CN)₆]^3-

2. [Fe(CN)₆]^3-↔Fe³⁺+6CN^-

-3=Х+6(-1); Х=+3

К_х.р.= =K_н -только для равновесн. сист-мы (↔)

Примеры наменклатуры КС: K₃[Fe(CN ]-гексоцианоферрат (II)калия; [Ag(NH₃)₂]Cl-хлорид диаминсеребра(I); [Cr(H₂O)₃F₃]-трифторотриаквахром; [СO(NH₃)₃(NO₂)₂Cl]-хлородинитритотриамминкобальт.

Константа нестойкости комплексного иона (К_н)-мера стабильности комплексного иона (справочная величина). Чем больше К_н,тем менее устойчив компл. ион. в водн. р-ре.

30.ОВР-хим. р-ция, протек. с измен. степени окислен. одного или неск. эл-тов, входящ. в сост. реагир. в-в. Ок-ние-проц. отдачи эл-нов, сопровожд. повышением ст. ок. эл-та. В-ние-проц. присоединен. эл-нов, сопровожд. понижением ст. ок. эл-та. Степ. ок-ния-заряд, кот. преобрёл бы атом, если бы все эл-нные пары в хим. соед. сместились бы в стор. атомов более электроотриц. эл-тов. В-ль-в-во, в сост. кот. вход.окисляющийся эл-т, а в-во, содерж. востанавливающий эл-т- о-ль.Правила расчёта степ. ок-ния: 1.Степ. ок-ния эл-та в прост. в-ве =0. 2. Мол-ла хим. соед. электронейтральна. 3. Ряд эл-тов им. постоян. ст. ок.: Н⁺. Искл. гидриты Ме:Са⁺²Н₂^-,Na⁺H^-. О^2-. Искл. О²⁺F₂^-, H₂⁺O₂^-, пероксиды Ме. F^-. У щелочн. Ме =+1. У щел-земельн. Ме=+2. 4. У Ме только положительн. ст. ок. Сумма степеней ок. всех атомов в мол-ле =0.Высшая ст. ок.=№ группы эл-та в периодич. сист. Искл. F, O₂, He, Ne, Ar (у них меньше, чем № гр.), эл-ты подгр. меди(у них ст. ок. больше, чем № гр.)

31. О-ль содерж. в своем сост. эл-т, понижающий степ. своей окисл., а в-ль содерж. эл--т, ст. ок. кот. повышается в ходе р-ции. Сл., ок-лями могут быть прежде всего соед. высших, а в-лями — низших ст. ок., присущих данн. эл-ту. Ме проявл. в своих соед. только положитель­н. окисленность, и низшая их ст. ок.=0. Все свободные Ме способны проявл. только восстано­вительн. св-ва. На практике в кач-ве в-лей примен. Al,Mg,Na,K,Zn и некот. др. Ме. НеМе. проявл. как положит., так и отриц. окисл. К широко примен. в промышленн. в-лям относ. водород, углерод (в виде угля или кокса) и СО.К сильн. о-лям принадлеж. неМе верхней части VI и VII гр. периодич. системы. Сильнее всего окисл. св-ва выраж. у F, но в практ. чаще использ. в кач-ве о-лей О₂, Сl₂,Br₂. В кач-ве о-лей примен. также к-ты. Наиб. практ. примен. им. солян, серная и азотная к-ты.

32. Классификация ОВР: 1. Межмолекулярное окисление-востановление. В этих р-циях о-ль и в-ль разные в-ва.

Zn⁰+H⁺CL→Zn²⁺CL₂+H⁰↑

Zn⁰-2e^-→Zn²⁺

2H⁺+2e^-→H₂⁰

2. Компропорционирование. В этих р-циях о-ль и в-ль разные в-ва, явл-яся производными одного и того же эл-та.

S^2—-2e^-→s⁰ |2|

S⁴⁺+4e^-→S⁰ |4| 4 1+2=3

3. Диспропорционирование. В эт. Р-циях одно в-во явл. И о-лем и в-лем, оно явл. Производным эл-том в промежуточной степ. Ок-ния.

Cr²⁺O^2-→Cr₂³⁺O₃^2-+Cr⁰

Cr²⁺+2e^-→Cr⁰

Cr²⁺-e^-→Cr³⁺

4. Внутримолекулярное о-ние-в-ние.

2K⁺N⁵⁺O^2-₃→2K⁺N³⁺O₂^2-+0₂⁰

N⁵⁺+2e^-→N³⁺

2O^2—4e^-→O⁰₂

33. Электрохимич. проц.-проц., кот. сопровождаются возникновением. эл. тока или сами вызываются им. Устройства, кот. примен. для непосредственн. преобразования энергии хим. р-ции в электрич. энергию наз. гальванич. эл-тами. В гальв. эл-те протек ок-вост. р-ция, кот. раздел. на 2 электронных проц: на аноде-ок-ние, на катоде-в-ние. На границе Ме-р-р возник. двойной электрич. слой и разность потенциалов, кот. наз. электродный потенциал.

Схема медно-цинкового гальв. эл-та:

Схема движения движен. ионов и электронов:

34. Станд. электродн. потенциал-потенц. данного электродного проц. при активностях всех участвующих в нём в-в, равных 1. Если из ряда станд. электродн. потенц. выделить только те электродн. проц., кот. отвечают общ. ур-нию: М^z++ze^-=M (плюс Н), то получим ряд напряжений Ме. Ур-ние Нернста:ε=ε⁰+ *Ln [Meⁿ⁺], где ε⁰-станд. потенц.;n -кол-во эл-нов, кот. приним. участие в проц. ок-ния или в-ния;[ ]-концентрация соответств. ионов Ме в р-ре (моль/л). Максимал. Значение напряжения гальв. эл-та, соответствующее обратимому протеканию р-ции, наз. ЭДС данного эл-та(Е). Е=ε_катода- ε_анода. Потенциал водородн. электрода воспроизводиться с очень высокой точностью, поэт. он и принят в кач-ве эталона при создании шкалы электродн. потенциалов.