- •Лекция 1 Тема: основные химические понятия и законы. Цель: Ознакомить студентов с оснровными законами и понятиями, лежащими в основе химии.
- •Химия как наука и ее задачи.
- •Важнейшие законы, лежащие в основе химии.
- •Основные понятия химии
- •Закон Авогадро.
- •Уравнение состояния газа. Уравнение Менделеева-Клапейрона.
- •Лекция 2
- •2.Образование атомной кристаллической решетки
- •Лекция 3. Тема: Классификация неорганических соединений. Цель: Ознакомить студентов с разнообразием, строением и свойствами неорганических соединений
- •Кислота основание основание кислота
- •Лекция 4
- •Лекция 5
- •Лекция 6
- •2.Энергия активации. Энтропия активации
- •3.Факторы, влияющие на скорость гомо- и гетерогенных химических реакций. Катализ.
- •Лекция 7
- •2.Изменение энтропии в химическом процессе. Энергия Гиббса
- •Лекция 8
- •2. Коллигативные свойства растворов
- •3.Сильные и слабые электролиты
- •4. Растворы электролитов
- •5. Процесс диссоциации
- •6. Константа диссоциации. Смещение ионного равновесия
- •7. Особенности воды как электролита. Ионное произведение воды . РН раствора. Буферные растворы
- •8. Гидролиз солей. Расчёт концентрации ионов водорода в растворах
- •Лекция 9
- •2.Окислители и восстановители
- •1)Окислители
- •2)Восстановители
- •3)Окислительно-восстановительная двойственность
- •3.Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
- •1.Метод электронного баланса.
- •2.Метод полуреакций, или ионно-электронный метод.
- •Электрохимические процессы
- •2.Направление протекания овр
- •3.Электролиз
- •4.Законы электролиза
- •5.Применение электролиза
- •Лекция 10
- •2.Атомно-молекулярное учение. Основные химические понятия и определения
- •3.Строение атома
- •4. Квантовые числа. Правила заполнения электронных орбиталей
- •Периодический закон и периодическая система элементов д. И. Менделеева.
- •2.Свойства атомов
- •Лекция 11
- •2.Типы химической связи
- •3.Гибридизация атомных орбиталей
- •4.Метод валентных связей
- •Лекция 12
- •Комплексные соединения, их строение и номенклатура. Химическая связь в комплексных соединениях.
- •Устойчивость комплексных ионов. Константа нестойкости. Комплексные химические соединения.
- •Лекция 13
- •2. Водород
- •3. Вода
- •4. Пероксид водорода
- •5. Элементы viiа группы
- •6. Элементы viа группы
- •Общая характеристика элементов vа, ivа групп
- •1. Элементы vа группы.
- •2.Элементы ivа группы.
- •Характеристика металлов
- •1. Строение металлов.
- •2. Физические свойства металлов.
- •3. Химические свойства металлов.
- •Уменьшение химической активности нейтральных атомов
- •Уменьшение способности ионов к присоединению электронов
- •Характеристика элементов второй группы периодической системы
- •Стеарат натрия стеарат кальция
- •Сода осаждает кальций и магний тоже в виде карбонатов:
- •Характеристика элементов третей группы периодической системы
Лекция 12
Тема: КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ.
ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ В КОМПЛЕКСНЫХ СОЕДИНЕНИЯХ
Цель: Ознакеомить студентов с понятиями, строением, классификеацией, номенклатурой комплексных соединений. Охарактеризовать основные положения теории Вернера.
1. Образование комплексных соединений. Теория Вернера.
2. Устойчивость КС.
4. Пространственная структура КС.
5. Химические связи в КС:
а) МВС (метод валентных связей);
б) Теория кристаллического поля (ТКП);
в) Теория полилегандов (ТПЛ).
Образование комплексных соединений.
Теория Вернера.
КС – соединения, содержащие в своем составе комплексный ион. КС содержат в составе комплекс иона фрагменты белков, аминокислот.
В 1914 г. была создана ТКС Вернером.
Положения теории.
1)Комплексный ион состоит из комплексообразователя. В роли комплексообразователя выступают ионы, имеющие свободные атомные орбитали (особенно d – элементы). Комплексообразователи – это чаще всего “+” заряженные ионы.
2) Лиганды – это нейтральные полярные молекулы, анионы, фрагменты сложных биологических молекул. Комплексообразователь и лиганды образуют комплексный ион, заряд которого вычисляют как алгебраическую сумму.
3) Число, показывающее сколько лигандов может присоединить себе комплексообразователь называется координационным числом (КЧ). КЧ зависит от природы комплексообразователя и лиганда; от заряда; от положения комплексообразователя в периодической системе. КЧ четное (реже 5,7,9)
4) В КС комплексообразователь и лиганды образуют внутреннюю сферу комплексного иона. Остальные ионы образуют внешнюю среду. В целом КС электронейтрально.
Например: комплексообразователь Cr3+;
КЧ = 6; Н2О - лиганды.
Записать формулу КС.
[Cr3+(H2O)6]3+Cl3- - хлоридгексааквахром
катион
Если комплексный ион – катион, то в начале называют внешнюю среду, затем КЧ, лиганды, комплексообразователь (имеет переменную СО, то указавается число СО).
Например: Cr3+; КЧ = 6; NО2 - лиганды.
Записать формулу КС.
K3[Cr3+(NO2)6-1]3- -гексанитритохромат калия.
анион
Лиганды в КС могут быть смешанными. КС в водных растворах диссоциируют как сильные электролиты. В растворителях комплексный ион выступает как единое целое.
Например: если к раствору сульфаттетрамина Сu2+ добавить BaCl2 (качественная р-ция)
[Cu2+(NH3)4]SO4 + BaCl2 → BaSO4↓ + [Cu(NH3)4]Cl2
хлорид тетраамина Cu
SO42- + Ba2+ → BaSO4↓
Диссоциация самого комплексного иона протекает обратимо, т.е. диссоциация комплексного иона характеризуется Кравн.
K2[Cu(CN)4] - тетрацианокупрат К
[Cu(CN)4]2- → Cu2+ + 4CN-
Kравн = (CCu2+ · C4CN-) : (C[Cu(CN)4]2-) = 5 ·10-10
Кравн называется Кнестойкости (табл.)
Кн = 1/Куст
Чем > величина Кнест , тем менее стойким является комплексный ион. Поэтому, при действии реагентов для комплексных ионов с большей величин6ой Кнест , наблюдается разрушение комплексных ионов.
[Cu(NH3)4]SO4 + 2H2SO4 → CuSO4 + 2(NH4)2SO4
[Cu(NH3)4]2+ + 4H+ → Cu2+ + 4NH4+
При добавлении кислоты молекулы NH4 связываются с катионом, и химическое равновесие нарушается и по принципу Ле–Шателье равновесие смещается в сторону образования иона аммония (вправо).
Важной особенностью комплексных соединений является явление изомерии. Для комплексных соединений различают пространственную, гидратную и ионную изомерии.
Пространственная изомерия
[Pt(NH3)2Cl4]
[Cr(H2O)6]Cl3 (сине-фиолетовый)
Гидратная изомерия
[Cr(H2O)5Cl]Cl2 · H2O (сине-зеленый)
[Cr(H2O)4Cl2]Cl · 2H2O (зеленый)
[Cr(H2O)3Cl3]˙ · 3H2O (светло-зеленый)
Ионная изомеризация
Ионная изомеризация связана с заменой ионов внешней сферы на внутреннюю.
[Co(NH3)4Cl2-1]+SO42-
[Co(NH3)4(SO42-)2]2+K
5. Особенностью комплексных соединений являются магнитные свойства. Магнитные свойства комплексных ионов объясняют химическое строение (химические свойства в комплексных ионах). Для объяснения химических свойств существует несколько подходов:
1) Классический – метод валентных связей (МВС) с теорией гибридизации.
2) Теория кристаллического поля (ТКП).
3) Теория полилигандов, которая соединяет ТКП и ММО.
В зависимости от примененяемых КС, от формулы, кот несут КС в живом организме различают магнетические и димагнетические КС.
По своему воздействию на орбитали d подуровня комплексообразователя все лиганды делятся на группу сильного поля лигандов и группу слабого поля.
Лиганды сильного поля – CN, CO, NO, NH3, H2O.
Лиганды слабого поля – F2, Cl2, Br2, J2, OH-, SO42-.
[Co2+(CN)6]4-
[CoF6]4-
Co2+(1s22s22p63s23p64s03d7)
↑↓ |
↑↓ |
↑ |
↑ |
↑ |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
3d 4s 4p 4d
В состав комплексного иона входят лиганды сильного поля, электроны s лигандов т.о. воздействуют на электронные плотности 3d – орбитали, что происходит спаривание электронов на 3d уровне комплексообразователя (т.е. нарушается правило Хунда).
↑↓ |
↑↓ |
↑↓ |
↑ |
CN- |
|
CN- |
|
CN- |
CN- |
CN- |
|
CN- |
|
|
|
|
3d 4s 4p 4d
Орбитали 3d подуровня, орбитали 4s, 4p,4d подуровня рекомбинируют свои ē плотности так, что из 6 неравноценных атомных орбиталей образуются 6dsp3 гибридизированных орбиталей (одинаковых по форме и Е образуя правильный октаэдр). На этих 6 гибридных орбиталях по донорно-акцепторному механизму цианид лиганды располагают свою ē пару.
Полученный комплексный ион называется внутриорбитальным и поскольку он содержит 1 неспаренный ē, то комплекс обладает магнитными свойствами (внутриорбитальный магнитный комплекс).
[Co2+F6]4- - слабое поле, тогда ē плотность по донорно-акцепторному механизму размещается на свободных орбиталях.
↑↓ |
↑↓ |
↑↓ |
↑ |
↑ |
|
F= |
|
F- |
F- |
F- |
|
F |
F |
|
|
|
3d 4s 4p 4d
Форма молекулы октаэдрическая , по Е-связи в данном комплексе будет > т.к. все 6 орбиталей принадлежат одному 4 уровню. Образуется комплекс называемый внешнеорбитальным и поскольку он содержит 3 неспаренных ē, то обладает магнитными свойствами.
Теория кристаллического поля
Основной идеей является расщепление d подуровня на орбитали с более низкой Е по сравнению с исходной орбиталью и более высокой Е по сравнению с теми же орбиталями.
Разность полученной Е между расщепленными орбиталями называется Естабилизации кристаллического поля.
Под воздействием поля лиганд в зависимости от пространственной конфигурации комплексного иона 5 кратновыраженные d-орбитали становятся не равноценными. В октаэдрическом комплексе d подуровня рассматривают лиганды, т.о., что орбитали dxy, dyz, dxz становятся по Е < , чем исходный АО.
Орбитали dxy, dyz, dxz в октаэдрическом комплексе направлены непосредственно к АО лигандов и претерпевают отталкивание за счет электростатических сил. АО направлены т.о. в октаэдрическом комплексе, что следующие орбитали лигандов проходят между указанными орбиталями и взаимно отталкиваются.
Величина Естабилизации кристаллического поля зависит от силы лигандов. Проявляется в комплексных ионах, содержатся в комплексообразователях, у которых на d орбиталях содержатся от 4-7ē. В зависимости от воздействия поля лигандов в таких комплексах Естабилизации кристаллического поля уменьшается от количества ē на расщепляющем d подуровне.
Например: Комплексообразователь содержит 4ē в поле в поле слабых лиганд распределен ē проходит в соответствии с правилом Хунда и образуется высокоспиновый комплекс, а в поле сильнах лигандов распредел ē проходит с нарушением правил Хунда и образуется низкоспиновый комплекс.
Энергия стабилизации кристаллического поля (∆) 1 моль комплексного иона определяется
Екванта =hγ=h·(C/λ)·NА
∆=NА·h·(C/λ)
Теория полилигандов
Позволяет определить химические особенности КС, магнитные свойства комплексного иона, их цветность, электронную структуру комплекса. При взаимодействии комплексн. образов лигандов наибольший вклад вносят электростатические силы, действующие вдольлинии соединяющей атомы, т.е. σ – связь.
Все КС делятся на:
Ацидокомплексы – в комплексных ионах в качестве лигандааниона.
Аммиакаты – в качестве лигандов – молекулы аммиака.
Аквокомплексы – имеют > величину Кнестойкости