Опр-ие состава компелксных соединений (КС).

КС соединениями наз-ся опр-ый вид хим-их соединений, образованных сочетанием отдельных компонентов, представляющих собой сложные ионы или молекулы, способные сущ-ть, как в растворенном, так и в кристаллическом состоянии. Образование КС объясняет координационная теория и теория кристаллического поля. Согласно этой теории 1 из атомов, обычно (+) заряженный, занимает в соединении гл. место и наз-ся комплексообразователь. Вокруг него координируются нейтральные молекулы или противоположено заряженные ионы, γ наз-ся лигандами. Комплексообразователь и лиганды обр-ют внутреннею сферу КС. Комплексообразователь и лиганды связаны м/у собой силами хим-го взаимодействия. Общее число δ связей, образованных м/у комплексообразователем и лигандами наз-ся координационным числом. По числу δ связей лиганды делятся на: моно-, ди-, поледентатные. За пределами внутренней сферы располаг. внешняя сфера. Если комплексный ион заряжен (+), то внешняя сфера заряжена (-) и наоборот. Если внутр. сфера не имеет заряда, то внешняя сфера отсутствует. В большенстве случаев КС обр-ся: - при взаимодействии в-в в растворах:

- непосредственном взаимодействии твердых и газообразных в-в.

Комплексообразователь, лиганды.

Согласно координационной теории 1 из атомов, обычно (+) заряженный, занимает в соединении гл. место и наз-ся комплексообразователь. Вокруг него координируются нейтральные молекулы или противоположено заряженные ионы, γ наз-ся лигандами. Комплексообразователь и лиганды обр-ют внутреннею сферу КС. Комплексообразователь и лиганды связаны м/у собой силами хим-го взаимодействия. Общее число δ связей, образованных м/у комплексообразователем и лигандами наз-ся координационным числом. По числу δ связей лиганды делятся на: моно-, ди-, поледентатные.

Внутренняя и внешняя сферы КС.

КС соединениями наз-ся опр-ый вид хим-их соединений, образованных сочетанием отдельных компонентов, представляющих собой сложные ионы или молекулы, способные сущ-ть, как в растворенном, так и в кристаллическом состоянии. Комплексообразователь и лиганды обр-ют внутреннею сферу КС. Комплексообразователь и лиганды связаны м/у собой силами хим-го взаимодействия. За пределами внутренней сферы располаг. внешняя сфера. Если комплексный ион заряжен (+), то внешняя сфера заряжена (-) и наоборот. Если внутр. сфера не имеет заряда, то внешняя сфера отсутствует.

Номенклатура КС.

1. КС неэлектролиты.

для наименования КС принята след. последовательность:

1.указать число и нименование нейтральных молекул: Н₂О – аква, NH₃ – амин, N₂H₃ – гидрозин.

2. указываются (-) заряженные лиганды: О^-2 – оксо; ОН^- - гидро; NO₂^- - нитро; SO₃^-2 – сульфито.

3. указывается название комплексообразователя, без указания его степени окисления.

акватрифторакобальт.

диамминтетрахлороплатина.

2. КС с комплексным катионом.

Сначала указ-ся комплексный катион, затем внешнюю сферу. Последовательность наимен-ния лигандов сохр-ся, к наименованию комплексообразователя добавляется степень окисления.

тетраамминдихлораплатина (3) хлорид.

тетраамминмедь(2) гидроксид.

3. КС с комплексныи анионом.

В начале называют внешнюю сферу (катион), а потом внутреннюю (анион). Комплексообразователю придают окончание –АТ.

барий диамминтетрароданохромат (3)

калий тетраброминат (2)

4. КС с комплексными катионом и анионом.

гексаамминкобальтат(3) гексанитрокобальтат(3)

тетраамминкобальт(2) тетрахлораплатинат(2)

Равновесие в растворах КС.

Большинство КС растворимы в воде, при растворении они диссоциируют в основном с обр-ем комплексного иона. Т.к процесс р-ции обратимый, то равновесие м. нарушить удалив из системы 1 из продуктов р-ции.

10.7. Константы нестойкости КС.

Большинство КС растворимы в воде, при растворении они диссоциируют в основном с обр-ем комплексного иона.

Константа диссоциации КС наз-ся константой нестойкости.

11.1. Положение Ме в ПС Менделеева.

Все элементы подразделяются на Ме и не Ме (не Ме – 22, Ме – 85). К Ме относятся все s, d, f – эл-ты p – как Ме, так и не Ме. Большинство Ме содер-т на последнем эл-ом уровне по 1 и 2 электрону. Эл-ты Ме обр-ют в-ва с тем же наз-ем. В обычных усл-х это кристал. в-ва (искл. Hg).

Металлическая связь.

Ме связь обр-ся за счёт свободного перемещения электронов последнего энергетического уровня по всему V Ме.

Пр.: Na

N_A=6,02*10²³

N_A-число Авагадро.

Ме связь хар-на для Ме в тв-ом и в жидком состояниях. В газообразном состоянии для Ме хар-на ковалентная связь.

Все физ-ие св-ва Ме объясняются Ме связью.

11.3. Типы кристаллических решеток.

Наиболее типичными я-я 3 кристаллические решетки:

1.объёмно – центрированная кубическая решётка, в такой струк-е каждый атом Ме попадает в центр куба, γ обр-ют 8 соседних атомов (Na, Cr)2. гранецентрированная куб-ая решётка, она обр-на 14 атомами (8 на вершине куба, 6 н грагнях). Al, Ni

3. гексагональная плотно упакованная решётка (Mg, Co).

11.4. Физ-ие св-ва.1. высокая пластичность. Атомная красталич. решётка

ионная решётка

2. для всех Ме хар-ен Ме блеск, обычно серый цвет и не прозрачность. Непрозрачность Ме обусловлена присутствием в кристал-й решётке свободных электронов. Свободные электроны гасят световые колебания, превращая их в теплоту или в некоторых случаях для фотоэлектрического эффекта. Ме блеск объясняется тем, что Ме отражают большую часть, падующего на них света. Интенсивность блеска опр-ся долей поглащаемого цвета, большинство Ме практически полностью отражают падающий на них свет, поэтому имеют белый или серый цвет. Наиболее ярко блестят Pl и Ag. Au, Cu, цезий поглощают в большей степени зелёный и голубой цвет, поэтому имеют жёлтый или красный цвет. Хорошая электропроводность Ме объясняется присутствием свободных электронов, γ под влиянием даже небольшой разности потенциалов, приобретают направленное движение. С повыш-ем темпер-ры усиливается колебательное движение атомов, что затрудняет направленное движение электронов, витая электропроводность умен-ся и наоборот. Наибольшей электропро-ю обл-ют Ag и Cu, затем Au, Al, Fe. У неМе с повешением t^oC электропров-ть возрастает, это объясняется тем, что число свободных электронов увелич-я за счёт разрыва ковалентных связей. При низких t^oC неМе не обладают электропров-ю из-за отсутствия свободных электронов. В этом состоит гл. различие Ме и неМе. Различна плотность (ρ) Ме, она тем меньше, чем меньше атомная масса и больше радиус эл-та. Наим-ей ρ обладает Li, его ρ=0,56 г/см³. Самый тяжёлый Ме Os ρ(Os)=22,6 г/см³. Различны t^oC плавления и кипения Ме. Самый легкоплавкий Hg t^oC плавления =38,9 С⁰, тугоплавкий вольфрам=3390 С⁰. Ме с t^oC плавления до 1000⁰С наз-ся легкоплавкими. Сильное различия в t^oC плавления и кипения объясняется тем, что прочность хим. связи в Ме различна. В чистом виде Ме связь хар-на только для щелочных и щелочноземельных Ме. У остальных Ме (особенно d-Ме) наблюдается возникновение ковалент. связи, она намного прочнее Ме-ой, поэтому d-Ме обладают большей t^oC плавления и кипения. Ме отличаются по твердости. Самый твёрдый-Cr, лёгкий-K, Ru, Cs.

Хим-ие св-ва Ме.

Хим-ая активность Ме различна. Щелочные, щелочноземельные – самые активные, вступают в р-ции при обычных условиях. Самые устойчивые Au, Pt не взаим-ют даже с сильнейшими окислителями. Хим-ая активность многих Ме снижается из-за образования на их пов-ти тонких защитных плёнок, эти защитные плёнки препятствуют проникновению окислителей к пов-ти Ме.

Ме реагируют с:

1.с неМе, в рез-те образуются бинарные соединения.

2. с О₂ образуя оксиды, γ м. проявлять основный, амфотерный и кисл. хар-р.

3. с МЕ, обр-ся интермет-ие соединения (MgZn, Cu₅Zn₈).

Некоторые интермет-ие соединения м.б. различного состава (AgZn, Ag₂Zn, Ag₅Zn₈)

интермет-ий соединения по внешнему виду похожи на Ме. По св-ам они значительно отлич-ся от св-в исходных Ме. Mg t^oC плавления 651^oC, взаимодейст. с оловом, t^oC плавления 232^oC. В рез-те обр-ся Mg₂Sn, t^oC плавления 748^oC, электропроводность в 80 раз меньше, чем у олова, и в 220 раз меньше, чем у Mg.

4. с Н₂0. С Н₂0 м реагировать Ме, стоящие до Н₂. Активные Ме реагируют активно в н.у.

Ме с меньшей Активностью

5. со щелочами. Ме, оксиды и гидроксиды, γ обладают амфотер. св-ми м. взаим-ть со щелочами

6. с кисл.

HCl на Ме, имеющие постоянную СО разбавленная и конц. кисл. дейт-т одинаково, обр-ся хлорид и газ

Если Ме имеет переменную СО, то глубина его окисления зависит от концентрации кисл., чем больше концентрация, тем больше окисления у Ме

разб. реагирует с Ме, стоящими до , в пез-те обр-ся сульфат и .

Конц. реагирует с Ме, стоящими до Ag включительно, в зависимости от активности Ме обр-ся различ. продукты - SO₂; S; H₂S, также обр-ся сульфат и вода.

реагирует со всеми Ме кроме благородных.

(к) не дейст. на Fe, Cr, Al, Au, Ir, Pt, Ta.

(к)+тяжёлые Ме= NO₂

(к)+щелочные, щелочноземельные Ме=N₂O

(р)+тяж. Ме=NO

(р) щелочные, щелочноземельные Ме, Zn, Fe=NH₃, NH₄NO₃

Металлы и их соединения.

1. Общая характеристика подгрупп. Физические свойства

IА - Li, Nа, К, PЬ, Сs, Fr IIА - Ве, Мg Са, Sr, Ва, Rа

Все элементы групп IА и IIА являются металлами. Металлы группы IА имеют серебристую окраску, но быстро тускнеют на воздухе. У них сравнительно слабая металлическая связь, т.к. имеется только один валентный электрон. Они во многом отличаются от других металлов, а именно: они мягкие и их можно резать ножом; у них низкие температура плавления и кипения; значения стандартных энтальпий плавления и испарения низкие; у них малые плотности (Li, Na, К - легче воды).

У металлов группы IIА два валентных электрона и более прочная металлическая связь, что отражается на их физических свойствах.

Металлы группы IА имеют объёмноцентрированную кубическую решетку, Ве, Mg - гексагональную плотно-упакованную структуру, Ва -объёмноцентрированную кубическую решетку, Са, Sr - гранецентрированную. Внешние электроны могут при возбуждении переходить на более высокие энергетические уровни. При обратном переходе на низкий уровень выделяется энергия в виде электромагнитных колебаний. Для этих металлов энергии переходов невелики, так что длина волны излучения соответствует видимой части спектра. Поэтому рассматриваемые элементы окрашивают пламя в:

Li — красный Ве - не окрашивает

Na—желтый Мg- ослепительно белый

К-лиловый Са- кирпич но-красный

Rb- красный Sr - малиновый

Сs - голубой Ва - яблочно-зеленый цвета.

Элементы имеют постоянную степень окисления +1 для группы IА и +2 для группы IIА. С увеличением порядкового номера, размеры атомов увеличиваются, энергия ионизации уменьшается. Металлы являются восстановителями:

Ме - пе =Меⁿ⁺

2. Нахождение в природе

Металлы находятся в природе только в виде соединений. Наиболее распространены Na,K,Ca,Mg.

Основные природные соединения:

LiАl[Si206] сподумент

NaС1 каменная соль

Na[А1308] натриевый полевой шпат(альбит)

Nа2 SO4 • 10Н2Омирабилит(глауберова соль)

КСl сильвин

NаС1 • КС1сильвинит

КС1 • МgС12 • 6Н20 карналит

КС1 • MgS04 • ЗН20 каинит

3ВеО А1203 • 6SIO2=Ве3А12 [Si6018]берилли

А12Ве04 хризоберилли

Ве 2[SiO4] фенакит

MgS04 • н2о кизерит

СаСОз- MgCOз доломит

MgCOз магнезит

3MgO • 2SiO2- 2Н20 азбест

СаСОз кальцит, аргомит,мрамор,мел

СаS04 • 2Н20 гипис

СаS04 ангидрит

Са3(Р04)2 - СаF2 • СаС12 апатит

CrСО3 стронцианит

CrSO4 целестин

ВаS04 барит(тяжелый шлаг)

ВаСОз витерит

13.Неметаллы и ихсоединения.При нормальных условиях водород, азот, кислород, фтор, хлор и благород­ные газы находятся в газообразном состоянии, бром — в жидком, а остальные — в твердом состоянии. Из газообразных только кислород имеет аллотропные модификации: кислород 0₂ и озон Оз. В твердом же состоянии неметаллов это явление распространено широко. Например, бор имеет а-, ^-ромбоэдрические и тетрагональную модификации аллотропные формы углерода: алмаз, графит, карбин, фуллерены; кремний, фосфор, сера и другие неметаллы широко пред­ставлены своими аллотропными модификациями, порой резко отличающимися по своим физическим свойствам. Из всего сказанного следует, что физические свойства неметаллов являются в значительной мере их индивидуальными свой­ствами, поэтому они рассматриваются в разделах по свойствам отдельных групп элементов.

Химические свойства неметаллов нередко сильно отличаются друг от друга, однако в их проявлениях есть и много общего. Большинство неметаллов, за ис­ключением фтора и благородных газов, проявляют как отрицательные, так и положительные степени окисления. Поэтому они могут в химических реакциях быть и окислителями, и восстановителями, за исключением фтора (только оки­слитель) и благородных газов (Кr, Хе, Rn — только восстановители, остальные — инертны). Сверху вниз по подгруппе устойчивость положительных степеней окисления увеличивается, что можно объяснить увеличением радиусов атомов, увеличением значения главного квантового числа внешних электронов атомов, а следовательно, уменьшением энергии ионизации. По тем же причинам, из-за уменьшения сродства к электрону, устойчивость отрицательной степени оки­сления в данном направлении уменьшается.