- •Э.А. Гюннер, в.Ф. Шульгин общая химия
- •Введение Предмет и структура химии
- •1. Химическая атомистика
- •1.1. Основные положения и понятия химической атомистики
- •1.2. Стехиометрические законы химии
- •1.3. Методы определения молекулярных масс и атомных масс
- •Методы определения молекулярных масс.
- •1.3.2. Методы определения атомных масс.
- •2. Основы теории строения атома
- •2.1. Предпосылки возникновения квантово-механической теории
- •2.2. Постулаты квантово-механической теории
- •2.3. Волновая функция. Уравнение Шредингера
- •2.4. Атом водорода. Одноэлектронные атомарные ионы
- •2.5. Многоэлектронные атомы
- •3. Периодический закон д.И. Менделеева в свете квантово-механических представлений
- •3.1. Современная формулировка Периодического закона
- •3.2. Структура периодической системы элементов: периоды, группы, подгруппы элементов
- •3.3. Закономерности изменения свойств элементов в периодах и подгруппах периодической системы
- •3.3.1. Эффективный заряд ядра.
- •3.3.2. Атомные радиусы.
- •3.3.3. Энергия ионизации.
- •3.3.4. Сродство к электрону.
- •3.3.5. Электроотрицательность.
- •3.3.6. Степени окисления элементов.
- •3.4. Элементы-аналоги. Виды аналогии в периодической системе элементов
- •3.4.1. Групповая аналогия.
- •3.4.2. Типовая аналогия.
- •3.4.3. Электронная аналогия.
- •VI группа I группа
- •3.4.4. Слоевая аналогия.
- •3.4.5. Контракционная аналогия (шринк-аналогия).
- •3.4.6. Горизонтальная аналогия.
- •3.4.7. Диагональная аналогия.
- •4. Атомное ядро. Радиоактивность
- •4.1. Элементарные частицы
- •4.2. Теория строения атомных ядер
- •4.3. Ядерные реакции
- •4.4.Радиоактивность. Типы радиоактивного распада
- •4.5. Законы радиоактивного распада
- •4.6. Естественная радиоактивность. Радиоактивные ряды. Радиоактивное равновесие
- •4.7. Искусственная радиоактивность. Изотопная индикация
- •4.8. Новые химические элементы
- •4.9. Эволюция элементов во Вселенной
- •5. Химическая связь и строение молекул
- •5.1. Химическая связь. Параметры химической связи. Валентность
- •5.2. Метод валентных связей
- •5.2.1. Основные принципы метода валентных связей.
- •5.2.2. Насыщаемость ковалентной связи. Механизм образования двухцентровой связи.
- •5.2.3. Направленность ковалентной связи. Гибридизация электронных орбиталей.
- •5.2.4. Кратность ковалентной связи.
- •5.2.5. Делокализованные многоцентровые связи. Теория резонанса.
- •5.2.6. Предсказание геометрической формы молекул.
- •5.2.7. Неполярные и полярные связи. Типы ковалентных молекул.
- •5.2.8. Недостатки метода валентных связей.
- •5.3. Метод молекулярных орбиталей
- •5.3.1. Основные принципы метода молекулярных орбиталей.
- •5.3.2. Применение метода молекулярных орбиталей.
- •5.3.2.1. Двухатомные молекулы.
- •5.3.2.2. Молекулы, состоящие из трех и более атомов.
- •5.4. Ионная связь
- •5.4.1. Особенности ионной связи. Свойства ионных соединений.
- •5.4.2. Типы кристаллических решеток ионных соединений. Ионные радиусы.
- •5.3.3. Энергия ионной кристаллической решетки.
- •5.4.4. Поляризация ионов.
- •5.5. Металлическая связь. Зонная теория кристаллов
- •5.6. Межмолекулярное взаимодействие
- •5.7. Водородная связь
- •6. Координационные соединения
- •6.1. Координационные соединения. Основные положения координационной теории
- •6.2. Классификация координационных соединений
- •6.3. Номенклатура координационных соединений
- •6.4. Изомерия координационных соединений
- •6.5. Химическая связь в координационных соединениях
- •6.5.1. Метод валентных связей
- •6.2. Теория кристаллического поля
- •6.3. Метод молекулярных орбиталей
- •6.7. Реакции внешнесферного и внутрисферного замещения. Принцип транс-влияния
- •7. Агрегатные состояния вещества
- •7.1. Типы агрегатного состояния
- •7.2. Твердое состояние вещества
- •7.2.1. Кристаллическое состояние.
- •7.2.2. Аморфное состояние.
- •7.3. Жидкое состояние вещества
- •7.4. Газообразное состояние вещества
- •7.5. Плазма
- •8. Теория химических процессов
- •8.1. Предмет и основные понятия теории химических процессов
- •8.2. Основы химической термодинамики
- •8.2.1. Термодинамические функции. Внутренняя энергия и первый закон термодинамики. Энтальпия.
- •8.2.2. Термохимия. Закон Гесса.
- •8.2.3. Энтропия. Второй и третий законы термодинамики.
- •8.2.4. Свободная энергия Гиббса. Направление химического процесса.
- •8. Химическая кинетика
- •8.3.1. Предмет химической кинетики. Скорость химической реакции. Энергия активации.
- •8.3.2. Факторы, влияющие на скорость химической реакции. Катализаторы и катализ.
- •8.3.3. Кинетическая классификация реакций.Молекулярность и порядок реакции. Механизмы реакций.
- •8.3.4. Некоторые типы многостадийных реакций.
- •8.4. Химическое равновесие
- •8.4.1. Обратимые и необратимые реакции. Состояние химического равновесия.
- •8.4.2. Смещение химического равновесия.
- •9. Растворы
- •9.1. Общая характеристика растворов
- •9.2. Разбавленные растворы неэлектролитов. Коллигативные свойства растворов
- •9.3. Растворы электролитов
- •9.3.1. Электролиты. Теория электролитической диссоциации (ионизации).
- •9.3.2. Теория растворов слабых электролитов.
- •9.3.2.1. Степень ионизации слабых электролитов и методы ее определения.
- •9.3.2.2. Равновесия в растворах слабых электролитов.
- •6,5·10-4 Моль/л
- •9.3.3. Теория сильных электролитов.
- •9.3.4. Обменные реакции в растворах электролитов.
- •9.3.4.1. Типы обменных реакций в растворах электролитов.
- •9.3.4.2. Гидролиз солей.
- •9.3.5. Теории кислот и оснований.
- •9.3.6. Окислительно-восстановительные реакции в растворах.
- •9.3.6.1.Общая характеристика окислительно-восстановительных реакций.
- •9.3.6.2. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций.
- •9.3.6.3. Электродные потенциалы. Направление окислительно-восстановительных реакций. Гальванический элемент.
- •9.3.6.4. Электролиз.
- •9.4. Коллоидные растворы
- •9.4.1. Общая характеристика коллоидных растворов и методы их получения.
- •9.4.2. Строение коллоидных частиц.
- •9.5. Твердые растворы
- •Список рекомендуемой литературы
6.2. Классификация координационных соединений
Координационные соединения исключительно разнообразны, а число их теоретически бесконечно велико. Действительно, способность к комплексообразованию присуща почти всем химическим элементам, а в качестве лигандов могут выступать как неорганические, так и органические молекулы и ионы; в результате число возможных координационных соединений многократно больше числа простых органических и неорганических соединений. Многообразие координационных соединений требует четкой классификации этих химических объектов.
Существует несколько систем классификации координационных соединений, отличающихся по тому, какой признак положен в основу классификации. Важнейшими классификационными признаками являются:
Заряд комплекса. По этому признаку координационные соединения делятся на 4 группы:
1. Координационные соединения - неэлектролиты. Внутренняя (координационная) сфера соединений данного типа не имеет заряда, внешнесферные ионы отсутствуют. Примером подобных соединений могут служить [Pt(NH3)2Cl2], [Co(NH3)3(CN)3] и др.
2. Катионные комплексы. В состав соединения входит комплексный катион, заряд которого компенсируется простыми внешнесферными анионами. Примером таких соединений могут служить [Co(NH3)6]Cl3, [Cr(NH3)6]Br3 и др.
3. Анионные комплексы. Соединение состоит из комплексного аниона и простых внешнесферных катионов (например, K3[Fe(CN)6], K2[HgI4] и др.).
4. Катионно-анионные координационные соединения. И катион, и анион соединения являются комплексами (например, [Cu(NH3)4][PtCl4], [Cr(H2O)6][Co(CN)6] и др.).
Координационные соединения 1 группы называют неионогенными, 2 - 4 групп - ионогенными.
Число центральных атомов (ядерность). Соединения подразделяются на группы по числу центров координации во внутренней координационной сфере. Различают:
1. Моноядерные комплексы. Внутренняя координационная сфера имеет один центр координации (например, [Fe(CO)5], или [Ni(NH3)6]Br2).
2. Биядерные комплексы. Внутренняя координационная сфера имеет два центральных атома (два центра координации), например, [Mn2(CO)10], или [(NH3)4Co(OH)2Co(NH3)4](SO4)2.
3. Полиядерные комплексы. Имеют более двух центров координации (например, [Со4(СО)12]
Биядерные и полиядерные комплексы могут быть мостиковыми и безмостиковыми. В случае мостиковых комплексов во внутренней координационной сфере имеются лиганды, связывающие два и более центральных атома. Таков, например, комплекс [(NH3)4Co(OH)2Co(NH3)4]4+, в котором функцию мостиков выполняют гидроксид-ионы.
В безмостиковых комплексах центральные атомы связаны между собой непосредственно. Так, в комплексе [Re2Cl8]2- атомы рения связаны между собой четверной связью, и каждый из них координирует 4 иона хлора (см. раздел 5.2.4). Подобные комплексы, в которых имеются ковалентные связи металл-металл, называются кластерами.
Природа лигандов. Центральные атомы координационных соединений могут координировать как одинаковые лиганды (гомолигандные комплексы). так и лиганды различные (гетеролигандные комплексы). Гомолигандые комплексы в зависимости от природы лиганда подразделяются на ряд типов. Важнейшими из них являются:
1. Аквакомплексы. Лигандами являются молекулы воды (например, [Al(H2O)6]Cl3, [Be(H2O)4]SO4 и др.).
2. Амминокомплексы (аммиакаты). Функцию лиганда выполняют молекулы аммиака (например, [Co(NH3)6]Cl3, [Cu(NH3)4](OH)2 и др.). Координированный аммиак называется аммином.
3. Гидроксокомплексы. Центральный атом координирует ионы гидроксила (например, Na3[Al(OH)6], K2[Be(OH)4])
4. Ацидокомплексы. Содержат в качестве лигандов анионы кислот (например, K3[Fe(CN)6], Na3[AlF6]).
5. Комплексные гидриды. Лиганд - отрицательный ион водорода. Примером гидридных комплексов могут служить гидридоалюминаты и гидридобораты (Li[AlH4], K[BH4] ).
6. Карбонилы. Координационные соединения, центральным атомом в которых является атом металла в нулевой степени окисления, а лигандами - молекулы оксида углерода(II) (например, [Ni(CO)4], [Fe2(CO)9], [Fe3(CO)12]).
7. Комплексы с органическими молекулярными лигандами (например, [Cu(NH2CH3)4]Cl2, [Pt(C5H5N)4] Cl2 и т.д.).
Наличие или отсутствие циклов во внутренней сфере. В этом плане различают:
1. Ациклические комплексы. Центральный атом и лиганд образуют фрагмент открытой цепи (например, [Cu(NH2C2H5)4]SO4).
2.Хелаты. Координационные соединения, содержащие во внутренней координационной сфере циклы, включающие центральный атом. Так, например, хелатом является комплекс меди с этилендиамином –
содержащий два пятичленных цикла, включающих атом меди. Хелаты образуют только бидентатные и полидидентатные лиганды.
Если лиганд содержит как нейтральные, так и отрицательно заряженные электрондонорные группы, полностью нейтрализующие заряд центрального атома, то такие хелаты-неэлектролиты называются внутренними координационными соединениями или внутрикомплексными солями. Внутрикомплексной солью, например, является хелат, образуемый катионом Cu2+ c анионом аминоуксусной кислоты и других -аминокислот.
Если во внутренней координационной сфере имеются циклы, не включающие центральный атом, то подобные соединения, естественно. не могут быть отнесены к хелатам. Так, комплексы, в состав которых входят циклические лиганды (фенолы, гексаметилентетрамин и др.) хелатами не являются.