Номенклатура комплексных соединений

В комплексах сохраняется тот же порядок названия соединений: первым называют анион, а вторым - катион независимо от того, является ли ион простым или комплексным. В названиях комплексных ионов сначала указываются лиганды в алфавитном порядке, причем независимо то заряда. В названиях комплексных катионов используются русские названия металлов (Cu(NH3)4)Cl2 - хлорид тетрааминмеди (II)). Названия анионных лигандов состоят из названия иона или корня названия с добавлением окончания "о": -бромо-, -оксо-, -родано- и т.д. Нейтральные лиганды называют также, как они бычно называются: -аква-, --нитрозил- и т.д. Число лигандов каждого вида, если их несколько, указывают греческими числительными в виде приставки: ди-, три-, тетра-, и т.п.

Если анион комплексный, то в названии к комплексообразователю прибавляют суффикс "ат": гексохлоротитанат(IV) [TiCl6]2-

[Co(NH₃)₆]C1₃ - гексамминкобальта (III) хлорид.

[Co(NH₃)₅H₂O]C1₃ - аквапентамминкобальта (III) хлорид.

[Co(CH₃NH₂)₅C1]Cl₂ - пентаметиламминхлорокобальта (III) хлорид.

[Pt(NH₃)₂Br₂] - диамминдибромоплатина (II).

Если комплексный ион является анионом, то его латинское название имеет окончание «am».

(NH₄)₂[PdC1₄] - аммоний тетрахлоропалладат (II).

K[Pt(NH₃)Br₅] - калий пентабромоамминплатинат (IV).

K₂[Co(CNS)₄] - калий тетрароданокобальтат (II).

Название сложного лиганда обычно заключают в круглые скобки.

[CoEn₂C1₂]NO₃ - дихлоро-ди-(этилендиамин) кобальта (III) нитрат.

[Pt(PPh₃)₃Br]Br - бромо-трис-(трифенилфосфин) платины (II) бромид.

11. Химия s-элементов: общие свойства, периодичность, степень окисления, распространенность в природе, основные минералы, технология получения, химия водных растворов, важнейшие соединения, применение, токсикология, производство в Казахстане.

Элементы IА и IIА подгрупп , у которых заполняется внешний ns-уровень, относятся к s-элементам:

ns 1 – Li, Na, K, Rb, Cs, Fr называютщелочными ,

ns 2 – Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra – щелочноземельными . Степени окисления элементов ns 1 и ns 2 всегда равны номеру группы (+1 и +2).

· В основном состоянии атомы ns 2-элементов не имеют неспаренных электронов, поэтому образованию ковалентной связи в соединениях этих элементов предшествует возбуждениеns 2 → ns 1np 1 с последующей гибридизацией sp-типа, определяющей линейное строение трехатомных молекул ЭX 2.

· Для ns 1-элементов характерно образование двухатомных молекул Э 2(σ св) 2(σ *) 0; для ns 2-элементов образование Э 2 невозможно из-за равной заселенности связывающих и разрыхляющих σ-орбиталей.

· Величины E °s-элементов предопределяют их восстановительные свойства, увеличиваясь при движении в подгруппе сверху вниз. Все s-элементы вытесняют водород из воды и кислот, восстанавливают оксиды металлов и неметаллов до простых веществ.

· Ионность связи Э–Х возрастает в подгруппе сверху вниз, а в случае оснований удлинение связи Э–OH ведет к увеличению основности.

· В соединениях LiX и BeX 2 связь Э–Х преимущественно ковалентная (малополярная).

s -Металлы хранят в инертной атмосфере или под слоем жидких углеводородов, а получают обычно электролизом расплавов. Солиs-элементов окрашивают пламя в цвета: лития – в алый, натрия – в желтый, калия – в сине-фиолетовый, рубидия – в темно-красный, цезия – в бледно-голубой, кальция – в оранжево-красный, стронция – в темно-красный, бария – в светло-зеленый.

Большинство солей растворимо в воде. К нерастворимым относят LiCO 3, KClO 4, ЭCO 3, ЭSO 4, Э 3(PO 4) 2 (Э = Ca, Sr, Ba), некоторые ЭF 2.

12. Химия р-элементов: общие свойства, периодичность, степень окисления, распространенность в природе, основные минералы, технология получения, химия водных растворов, важнейшие соединения, применение, токсикология, производство в Казахстане.

Р-элементами называют химические элементы, в атомах которых электрон с наивысшей энергией занимает р-орбиталь.
Каждый последующий р-элемент в группах в большей мере проявляет свойства неметалла, а его металлические свойства ослабевают. Орбитальные радиусы атомов с увеличением порядкового номера р-элемента в периоде уменьшаются, а энергия ионизации в общем возрастает.
Свойства р-элементов каждой подгруппы близки – все они являются электронными аналогами. В подгруппах с возрастанием порядкового номера р-элемента размеры атомов в общем увеличиваются, а энергия ионизации уменьшается. Электроотрицательность элементов при переходе в периоде от группы III к VII увеличивается, а в подгруппах сверху вниз уменьшается. Таковы общие тенденции изменения рассматриваемых констант.

13. Химия d-элементов: общие свойства, периодичность, степень окисления, координационное число, распространенность в природе, основные минералы, технология получения, химия водных растворов, важнейшие соединения, применение, токсикология, производство в Казахстане.

Основные понятия теории окислительно-восстановительных процессов. Основные типы окислительно-восстановительных процессов и методы составления уравнений ОВР (на конкретных примерах).

Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции— это встречно параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ (или ионов веществ), реализующихся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем (акцептором) и атомом-восстановителем (донором).

Все химические реакции можно разделить на два типа. К первому из них относятся реакции, протекающие без изменениястепени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ.

Например:

⁼

=

Как видно, степень окисления каждого из атомов до и после реакции осталась без изменения.Ко второму типу относятся реакции, идущие с изменением степени окисления атомов реагирующих веществ.

Например:

=

=

Здесь в первой реакции атомы хлора и кислорода, а во второй - атомы брома и хлора изменяют степень окисления.Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называютсяокислительновосстановительными.Изменение степени окисления связано с оттягиванием или перемещением электронов.Окислительно-восстановительные реакции - самые распространен­ные и играют большую роль в природе и технике.Рассмотрим основные положения теории окислительно-восстановительных реакций.

1. Окислением называется процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом.

Например:

Al – 3e^- = Al³⁺ Fe²⁺ - e^- = Fe³⁺

H₂ – 2e^- = 2H⁺ 2Cl^- - 2e^- = Cl₂

При окислении степень окисления повышается.

2. Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом.

Например:

S + 2е^- = S^2- Сl₂ + 2е- = 2Сl^- Fe³⁺ + e- = Fe²⁺

При восстановлении степень окисления понижается.

3. Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны называются восстановителями.

Во время реакции они окисляются. Атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, называются окислителями. Во время реакции они восстанавливаются.Так как атомы, молекулы и ионы входят в состав определенных ве­ществ,то и эти вещества соответственно называются восстановителями или окислителями.

4. Окисление всегда сопровождается восстановлением, и

наоборот, восстановление всегда связано с окислением,что можно выразить уравнениями:

Восстановитель – е^- Окислитель

Окислитель + е^- Восстановитель

Поэтому окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов -окисления и восстановле­ния.

Число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем.

При этом, независимо от того, переходят ли электроны с одного атома на другой полностью или же лишь частично оттягиваются к одному из атомов, условно говорят только об отдаче и присоединении электронов.

Процессы окисления и восстановления можно физически отделить друг от друга и осуществить перенос электронов по внешней электрической цепи. Пусть в стакан 2 налит раствор иодида калия КI , а в стакан 4 - раствор хлорида железа (III) FeСl₃. Растворы соединены между собой так называемым «электролитическим ключом» 3 – U-образной трубкой,заполненной раствором хлорида калия КCl, обеспечивающим ионную проводимость.В растворы опущены платиновые электроды 1 и

5. Если замкнуть цепь,включив в нее чувствительный амперметр, то по отклонению стрелки можно будет наблюдать прохождение электрического тока и его направление.

Электроны перемещаются от электрода с раствором иодида калия к электроду с раствором хлорида железа (III), т.е. от восстановителя - ионов I^- -к окислителю – ионам Fe³⁺. При этом ионы I^- окисляются до молекул иода I²,а ионы Fе³⁺ восстанавли­ваются до ионов железа (II) Fe²⁺. Через некоторое время продукты реакций можно обнаружить характерными реакциями: иод - раствором крахмала, а ионы Fe²⁺ - раствором гексациано-(II)феррата калия (красной кровяной соли) К₃[Fе(СN)₆].

Приведенная на рисунке схема представляет собой гальванический элемент, построенный на основе окислительно-восстановительной реакции. Он состоит из двух полуэлементов:в первом протекает процесс окисления восстановителя:

2I^- - 2e^- = I₂

а во втором - процесс восстановления окислителя:

Fe³⁺ + е- = Fe²⁺

Поскольку эти процессы протекают одновременно, то, умножив последнее уравнение на коэффициент 2 (для уравнивания числа от­данных и присоединенных электронов) и суммируя почленно приве­денные уравнения,получим уравнение реакции:

2I^- + 2Fe³⁺ = I₂ + 2Fe²⁺

или

2KI + 2FeCl₃ = I₂ + 2FeCl₂ + 2KCl

Всякая окислительно-восстановительная реакция может служить источником электрического тока,если она протекает в гальваническом элементе.

Как показывает само название, этот метод основан на составлении ионных уравнений для процесса окисления и процесса восстановления с последующим суммированием их в общее уравнение. В качестве примера составим уравнение той же реакции, которую использовали при объяснении метода электронного баланса. При пропускании сероводорода Н₂S через подкисленный раствор перманганата калия КМnО₄ малиновая окраска исчезает и раствор мутнеет. Опыт показывает,что помутнение раствора происходит в результате образова­ния элементной серы, т.е.протекания процесса:

Н₂S → S + 2H⁺

Эта схема уравнена по числу атомов. Для уравнивания по числу зарядов надо от левой части схемы отнять два электрона,после чего можно стрелку заменить на знак равенства:

Н₂S - 2е^- = S + 2H⁺

Это первая полуреакция - процесс окисления восстановителя Н₂S.

Обесцвечивание раствора связано с переходом иона MnO₄^- (он имеет малиновую окраску)в ион Mn²⁺ (практически бесцветный и лишь при большой концентрации имеет слабо-розовую окраску), что можно выразить схемой

MnO₄^- → Mn²⁺

В кислом растворе кислород, входящий в состав ионов МnО₄, вместе с ионами водорода в конечном итоге образует воду. Поэтому процесс перехода записыва­ем так:

MnO₄^- + 8Н⁺→ Мn²⁺ + 4Н₂О

Чтобы стрелку заменить на знак равенства, надо уравнять и заряды. Посколь­ку исходные вещества имеют семь положительных зарядов (7+), а конечные -два положительных (2+), то для выполнения условия сохранения зарядов надо к левой части схемы прибавить пять электронов:

MnO₄^- + 8Н⁺ + 5e^-= Mn²⁺ + 4Н₂О

Это вторая полуреакция - процесс восстановления окислителя, т.е. перманганат-иона

Для составления общего уравнения реакции надо уравнения полуреакций почленно сложить,предварительно уравняв числа отданных и полученных электронов.В этом случае по правилам нахождения наименьшего кратного определяют соответствующие множители, на которые умножаются уравнения полуреакций.Сокращенно запись проводится так:

И, сократив на 10Н⁺, окончательно получим

5Н₂S + 2MnO₄^- + 6H⁺ = 5S + 2Mn²⁺ + 8Н₂О

Проверяем правильность составленного в ионной форме уравнения: число атомов кислорода в левой части 8, в правой 8; число зарядов: в левой части (2-)+(6+) = 4+,в правой 2(2+) = 4+. Уравнение составлено правильно, так как атомы и заряды уравнены.

Методом полуреакций составляется уравнение реакции в ионной форме.Чтобы от него перейти к уравнению в молекулярной форме, поступаем так: в левой части ионного уравнения к каждому аниону подбираем соответствующий катион,а к каждому катиону - анион. Затем те же ионы в таком же числе записываем в правую часть уравнения, после чего ионы объединяем в молеку­лы:

Таким образом, составление уравнений окислительно-восстановительных реакций с помощью метода полуреакций приводит к тому результату, что и метод электронного баланса.

Сопоставим оба метода. Достоинство ыметода полуреакций по срав­нению с методом электронного баланса в том. что в нем применяются не гипотетические ионы,а реально существующие. В самом деле, в растворе нет ионов а есть ионы

При методе полуреакций не нужно знать степень окисления атомов.Написание отдельных ионных уравнений полуреакций необхо­димо для понимания химических процессов в гальваническом элементе и при электролизе.При этом методе видна роль среды как активного участника всего процесса. Наконец,при использовании метода полуреакций не нужно знать все получающиеся вещества, они появляются в уравнении реакции при выводе его. Поэтому методу полуреакций следует отдать предпочтение и применять его при состав­лении уравнений всех окислительно-восстановительных реакций, про­текающих в водных растворах.

Химия элементов VI А-группы: распространенность в природе, основные минералы, физико-химические свойства, технология получения, применение, токсикология, производство в Казахстане.

16. Химия элементов VIIIБ-группы: распространенность в природе, основные минералы, физико-химические свойства простых веществ, комплексные соединения, получение, применение.

«Общая химическая технология»

Поиск по сайту: