6. Комплексные соединения. Координационная теория Вернера. Номенклатура. Классификация. Устойчивость комплексных соединений. Константа нестойкости.

При рассмотрении типов химических связей мы обращали внимание на то, что силы притяжения существуют не только между атомами, но и между молекулами и ионами. Такое взаимодействие часто приводит к образованию новых, более сложных частиц. При этом наблюдается взаимная координация взаимодействующих атомов, которую часто наз-ют – комплексообразованием.

КС-в-ва, в узлах крист решетки кот-х нах-ся сложные частицы,построенные за счет координации одним атомом или ионом электронейтральных мол-л или противопол-но заряж-х ионов. Мех-м обр-я КС-донорно-акцепторный. Если 1 из 2х мол-л им-т атом со свободными орбиталями, а др атом с неподеленной электронной парой,, то м\у ними пр-т донорно-акцепторное взаимод-е.

В 1893г швейц химик Вернер дал координационную теорию, по которой комплексные соед-я им-т 2 сферы: внешнюю и внутреннюю. Более прочно связ-е частицы внутр сферы обр-т комплексный ион,кот-й способен к самот-му сущ-ю в р-ре или расплаве. Согл-но корд-й теории, в комплексном соединении вокруг центрального атома или положит-но заряж-го иона-комплексообразователя-распол-ся некоторое число противоположно заряж-х ионов или электронейтральных частиц-лигандов.Число лигандов-координационное число.Комплексообразователь и лиганды обр-т внутреннюю координационную сферу,кот-я заключ-ся в квадратные скобки. Остальные ионы распол-ся на более далеком от центр-го иона расстоянии. Они включ-ся во внешнюю координац-ю сферу. При растворении внутр сфера комплекса остается неизменной, а ионы внеш сферы легко отщепляются.

_{центр.атом лиганда}

_{↓ ↓}

K₄[Fe(CN)₆]

^{↑ внутр.сфера↑}

^{внеш.сфера ↑ корд.число.}

В зав-ти от заряда различ-т комплексы:

- катионные(внутр сфера заряжена +): [Al(H ₂O)₅OH]²⁺ гидроксопентааква алюминия 3; [Ni(H₂O)₄]²⁺ тетрааква никеля 2.

- анионные (внутр сфера заряжена -): [Fe(CN)₆]^3- гексоцианоферрат 3; [Zn(OH)₄]^2- тетрагидроксоцинкат 2.

– нейтральные: [Co(NH₃)₃Cl₃]⁰.

Комплексообразователем может быть любой элемент, но чаще d-элементы.

Лиганды:

-простые ионы(Cl^-,Br^-,I^-),

-сложные ионы(CO₃,NO₂),

-нейтральные молекулы (NH₃,CO,H₂O),

-орг в-ва(NH₂).

В зав-ти от состава лигандов различ-т:

-аквакомплексы(лиганд Н₂О): [Cr(H₂O)₆]Cl₃ – трихлоридгексааква хрома 3.

–аммиакаты(лиганд NH₃): [Cu(NH₃)₄]SO₄ – сульфатотетрааммин меди 2.

– гидроксокомплексы(лиганд ОН): Na₂[Zn(OH)₄]. –

ацидокомплексы(лиганд кислотный остаток):

K₄[Fe(CN)₆]-гексоцианоферрат калия. –смешанные.

Вначале записывают центральный атом, затем лиганды с указанием их числа. Лиганды одинаковые по типу заряда, но разные по хим составу записываются в соответ с практическим рядом не Ме: Si,At,B,Rn,Te,H,P,As,I,Xe,C,Se,S,Br,Cl,N,O.

Названия – заряженных лигандов состоят из полного названия или корня названия атома и соединительной –о-: Br^- бромо,Cl^- хлоро,O₂^- оксо,H^- гидридо,OH^- гидроксо, SO₄^2- сульфато, ClO₄^- перхлорато, NO^- нитрозо, S^2- тио, CN^- циано,CO₃^2- карбонато, NO^3- нитрато, NO^2- нитрито и т.д.

Анионы УВ пишутся без гласной О: -СН₃ метил, -С₂Н₅ этил и т.д.

Нейтральные лиганды наз-ся без изменений: О₂ дикислород, N₂H₄ гидразин, С₆Н₆ бензол.

Специальные названия: Н₂О аква, NH₃ аммин, NO нитрозил, СО карбонил, CS тиокарбонил.

Число лигандов указ-ся греческими числительными слитно с названием лиганда: 1-моно,2-ди,3-три,4-тетра,5-пента.

Если в названии лиганда уже есть числовая приставка, то для указания числа лигандов применяют умножающие приставки: 2-бис,3-трис, а название самого лиганда заключ-ся в скобки: (N₂)₂ бис(диазот).

Названия комплексных анионов: 1. Название лиганда. 2. Комплексообразователь. 3. Суффикс –ат. 4. Степень окисления центрального атома. Na₂[Zn(OH)₄] тетрагидроксоцинкат 2 натрия.

Названия комплексных катионов: 1. Лиганды. 2. Комплексообразователь. 3. Русское название элемента в Р.п.: [Ag(NH₃)₂]ClO₄ перхлоратдиамин серебра 1.

Комплексы без внешней сферы: 1. Лиганды. 2. Русское название комплексообразователя в И.п.: [Co(NH₃)₃Cl₃] трихлоротриамин кобальт 3.

В разбавленных водных растворах больш-во КС подвергается почти полной первичной диссоциации на внутр и внеш сферу: [Ag(NH₃)₂]Cl → [Ag(NH₃)₂]⁺ + Cl^-

Наряду с этим проц-м пр-т незначит-я вторичая диссоциация-разложение внутр сферы соед-я: [Ag(NH₃)₂]⁺ ↔ Ag⁺ +2NH³

Константа нестойкости для данного процесса будет иметь вид:

K_{нест[Ag(NH3)2]+} =[Ag⁺][NH₃]² / [[Ag(NH₃)₂]⁺]

Константа нестойкости служит мерой прочности внутренней сферы: чем меньше величина К_нест, тем прочнее комплекс.

Иногда вместо К_нест используют обратную ей величину – константу устойчивости:

К_уст = 1/К_нест = [[Ag(NH₃)₂]⁺] \ [Ag⁺][NH₃]²

7. Вода и её свойства. Особенности структуры жидкой и твердой воды. Химические свойства. Вода как уникальный растворитель. Механизм растворения. Растворение в воде твердых, жидких и газообразных веществ.

Самое распростр-е хим соед-е. Единственное соед-е,кот-е в природе сущ-т во всех 3 агрегатных сост-х.Вода по массе 11,19% водорода и 88,81% кислорода. Чистая вода прозрачная, не имеет запаха. Мол-лы воды им угловую форму: атомы водорода по отношению к кислороду образуют угол 104,5⁰.Полярные мол-лы воды обр-т м\у собой водородные связи. Наибольшая плотность при 4⁰С (1г/см³). Плохо проводит теплоту и электричество. Хороший растворитель. Мол-ла воды – диполь: та часть мол-лы, где нах-ся Н заряжена положит, а часть, где нах-ся О – отриц-но. Благодаря полярности мол-л воды эл-ты в ней диссоциируют на ионы. В жидкой воде наряду с обычными мол-лами воды нах-ся ассоциированные мол-лы, т.е. соед-е в более сложные агрегаты (Н₂О)_х, благодаря образованию водород связей. Наличие водород св м\у мол-ми воды объясняются аномалии ее физ св-в – максимальная плотность при температуре 4⁰С; выс темпер кипения. С повыш-ем температуры водород св разрыв-ся и полный разрыв их наступает при переходе воды в пар. Наиб знач-е им жидкие (водные) р-ры, важ хар-кой кот яв-ся состав.

В кристалле льда каждая мол-ла воды тэтраэдрически соед-на водород св с 4мя ближайшими к ней мол-лами , что обуслов тем, что мол-ла воды, имеющая две поляр св О-Н и две направленные несвязывающие электрон пары, может образовывать 4 водород св. Т. к. водород св длинная, то структура льда рыхлая и им много свобод полостей. Этим объясняется малая плотность льда.

Структура жидкой воды напомин стр-ру льда, но в отличии от льда в жидкой воде проявляется лишь ближайший порядок – за счет изгиба и растяжения водород св относит-ое расположение тетраэдрических структур-х единиц оказывается неупорядоченным. Кроме.того, вследствии перемещения мол-л части водород связей разрываются и состав струк-ых ед-ц постоянно меняется. Непрерывное перемещение частиц определяет сильно выраженную самодиффузию жидкости и ее текучесть.

Хим св-ва: весьма реакционно способное в-во. При обычных усл-х взаимод-т со многими основными и кислотными оксидами, со ЩМ и ЩЗМ.

Н₂О + Cl₂= 2HCl + O₂

H₂O + Na = 2NaOH + H₂

H₂O + Na₂O = 2NaOH

H₂O + SO₃ = H₂SO₄

Вода как уникальный р-ль: в следствие большой полярности мол-л и большой диэлектрической проницаемости вода – р-ль для многих в-в с ионной и ков полярной связью, вызывает их диссоц-ю.

Механизм растворения: По растворимости в воде все в-ва делят на:

хорошо растворимые – сахар, СuSО₄, NаОН(тв), спирт, ацетон, NH₄, HCL; малорастворимые – гипс, PbSO₄, N₂, O₂, CH_4;

практически нерастворимые – стекло, керосин, благород газы, Ag, Au.

Хорошо растворимые в-ва-это когда в 100 г.воды растворяется более 10 г в-ва. Нерастворимые - 0.01г раствор-ся. Малорастворимые - менее 1 г в-ва. Растворение – самопроизвольный процесс, обусловл взаимодействием частиц растворен в-ва и растворителя. Процесс растворения тв частиц: Основу современ теории растворов создал Д.И. Менделеев. Он установил, что при растворении протекают одновр-но 1 процесса: физический – равномерное распред-е частиц растворяемого в-ва по всему объему р-ра, и химический – взаимод-е р-ля с растворяемым в-м. Последний процесс наз-т сольватацией (от лат. Solverе - растворять), а образующиеся соед-я – сольватами. Применительно к водным р-рам говорят о гидратации и гидратах. М\у ионами Na+ и Cl–и полярными мол-ми воды возникает ионно-дипольная связь. Она оказ-ся прочнее, чем межионные связи в мол-х поваренной соли. В рез-те этого процесса связь м\у ионами, располож-ми на поверх-ти кристаллов NaCl, ослабляется, ионы натрия и хлора отрываются от кристалла, а мол-лы воды обр-т вокруг них так называемые гидратные оболочки. Отделившиеся гидратированные ионы под влиянием теплового движения равномерно распред-ся м\у мол-ми растворителя.