26. Комплексные соединения. Состав комплексных соединений. Номенклатура комплексных соединений. Пространственное строение комплексных соединений.

К.с.представляют собой наиболее разнообразный и обширный класс соединений, включающий органические и неорганические части. К.с.-это хим.соед-я, образованные сочетанием усложн.группировок атомов, и представл-е собой сложные ионы или молекулы, способные к существованию как в кристалл виде, так и в растворенном состоянии. При образ-и к.с., наблюдается взаимная координация взаимод-х частиц , так называемое комплексообразование. Образование сложных по составу частиц – комплексное. Причиной образования к.с.может быть как электростатич-я, так и донорно-акцепторная связь.

Вернер в 1893 составил представление о том, что к.с.состоит из внут и внеш сферы [Cu(NH3)4]SO4. Во внут сфере “r” катион называется комплексообразователем или центральным атомом. Вокруг него, в непосредственной близости, расположены отриц ионы или нейтральные молекулы, называемые лигандами. Число  лигандов, окружающих центральный ион, называется координационным числом. Это число показывает кол-во сигма связей, к-е обр-ся меджду центрыльным атомом и легандами. По числу связей лиганды делятся на 1) моно, 2)ди-, 3) три-, 4) и более дентатных молекул. Внешняя сфера может содержать + и – ионы или внеш сфера может отсутствовать(если степ окисл-я внутри сферы=0). внутреннюю сферу комплекса в формуле отделяют от внешней сферы, тк внут сфера, в значении степени, сохраняет стабильность при растворении. Лиганды связаны с центр атомом ковалентными связями. Ионы, наход-я во внеш сфере связаны с комплексным ионом силами электростатич-го взаимод-я и поэтому в р-рах легко отщепляются.

В химии под номенклатурой понимают систему правил составления названий соединений. Названия к.с.строятся так же как солей и др.сложных соед-й: сначала называем анион, затое катион. название комплексного аниона начинают с указания состава внутренней сферы *. Во внутренней сфере прежде всего называют анионы, прибавляя к их названию окончание  -о. Например: Cl^– (хлоро-), CN^–(циано-), OH^– (гидроксо-) и т.д. Далее называют нейтральные лиганды *. При этом для аммиака используют название “аммин”, для воды – “аква”. Количество лигандов указывают греческими числительными: 2 – ди, 3 – три, 4 – тетра, 5 – пента, 6 – гекса. Затем называюткомплексообразователь *, используя для него латинское название и окончание -ат, после чего римскими цифрами в скобках указываютстепень окисления * комплексообразователя. После обозначения состава внутренней сферы называют внешнесферные катионы.

Если комплексообразователь входит в состав катиона, то название внутренней сферы составляют так же, как в случае комплексного аниона, но используют русское название комплексообразователя и в скобках указывают степень его окисления. Примеры: K[Fe(NH₃)₂(CN)₄] – тетрацианодиамминферрат (III) калия K₄[Fe(CN)₆] – гексацианоферрат (II) калия Na₂[PtCl₆] – гексахлороплатинат (IV) калия.

К основным типам комплексных соединений относят следующие:

Аммиакаты – комплексы, в которых лигандами * служат молекулы аммиака, например [Cu(NH₃)₄]SO₄, [Co(NH₃)₆]Cl₃.

Аквакомплексы – лигандами являются молекулы воды: [Co(H₂O)₆]Cl₂, [Al(H₂O)₆]Cl₃.

Ацидокомплексы – лигандами являются анионы. Ацидокомплексы можно представить как продукты сочетания двух солей. Например: PtCl₄·2KCl или K₂[PtCl₆], Fe(CN)₂·4KCN или K₄[Fe(CN)₆] (желтая кровяная соль),  Fe(CN)₃·3KCN или K₃[Fe(CN)₆] (красная кровяная соль).

27. Элементы главной подгруппы первой, второй группы периодической системы.

Элементы первой и второй главных подгрупп – S-элементами , у которых электронами заполняется s-подуровень внешнего слоя. При это на s один или 2 электрона. Всего их 14.

IА (литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs, франций Fr,) - щелочные металлы, IIА (бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий) - щелочноземельные металлы. При растворении щелочных металлов в воде образуются растворимые гидроксиды, называемые щёлочами. В Периодической системе они следуют сразу за инертными газами, поэтому особенность строения атомов щелочных металлов заключается в том, что они содержат один электрон на внешнем энергетическом уровне: их электронная конфигурация ns1. Очевидно, что валентные электроны  щелочных металлов могут быть легко удалены, потому что атому энергетически выгодно отдать электрон и приобрести конфигурацию инертного газа. Поэтому для всех щелочных металлов характерны восстановительные свойства. Они выражены особенно ярко и усиливаются с номером элемента. Все металлы этой подгруппы имеют серебристо-белый цвет (кроме серебристо-жёлтого цезия), они очень мягкие, их можно резать скальпелем. Литий, натрий и калийлегче воды и плавают на её поверхности, реагируя с ней. Из-за высокой химической активности щелочных металлов по отношению к воде, кислороду, и иногда даже и азоту (Li, Cs) их хранят под слоем керосина.

1. Взаимодействие с водой. Важное свойство щелочных металлов — их высокая активность по отношению к воде. Наиболее спокойно (без взрыва) реагирует с водой литий: у остальных происходят взрывы.

2. Взаимодействие с кислородом. Продукты горения щелочных металлов  на воздухе  имеют разный состав в зависимости от активности металла. Только литий сгорает на воздухе с образованием оксида стехиометрического состава: При горении натрия в основном образуется пероксид Na2O2 с небольшой примесью  надпероксида NaO2: В продуктах горения  калия, рубидия и цезия содержатся в основном надпероксиды:

Для получения оксидов натрия и калия нагревают смеси гидроксида, пероксида или надпероксида с избытком металла в отсутствие кислорода:

Оксиды щелочных металлов обладают всеми свойствами, присущими основным оксидам: они реагируют с водой, кислотными оксидами и кислотами:

Пероксиды и надпероксиды проявляют свойства сильных окислителей:

Пероксиды и надпероксиды интенсивно взаимодействуют с водой, образуя гидроксиды:

3.Взаимодействие с другими веществами. Щелочные металлы реагируют со многими неметаллами. При нагревании они соединяются с водородом с образованиемгидридов, с галогенами, серой, азотом, фосфором, углеродом и кремнием с образованием, соответственно, галогенидов, сульфидов, нитридов, фосфидов,  карбидов исилицидов: Соли гидролизуются. Ph > 7

Элементы главной подгруппы второй группы периодической системы.

Щёлочноземе́льные мета́ллы — химические элементы 2-й группы главной подгруппы: бериллий, магний, кальций, стронций, барий ирадий[1][2]. Относятся ко 2-й группе элементов.  Соли щёлочноземельных металлов, кроме радия, широко распространены в природе в виде минералов. Все щёлочноземельные металлы — серые, твёрдые при комнатной температуре вещества. В отличие от щелочных металлов, они существенно более твёрдые, и ножом преимущественно не режутся (исключение — стронций). Щёлочноземельные металлы имеют электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня ns², и являются s-элементами, наряду с щелочными металлами. Имея два валентных электрона, щёлочноземельные металлы легко их отдают, и во всех соединениях имеют степень окисления +2 (очень редко +1). Образующие молекулы имеют линейное строение. Химическая активность щёлочноземельных металлов растёт с ростом порядкового номера. Оксиды и гидроксиды щёлочноземельных металлов имеют тенденцию к усилению основных свойств с ростом порядкового номера. Щелочноземельные металлы энергично реагируют с водой, вытесняя водород и образуя гидроксиды, как и щелочные металлы. Магний взаимодействует только с кипящей водой, а бериллий не реагирует даже с парами при высокой температуре.  Восстан активность увеличиватся от бериллия к радию. 2Ca + O2= 2CaO +Q Все эти элементы реагируют с разбавленными растворами минеральных кислот (типа HCl), а бериллий растворяется менее энергично. При взаимодействии с кислородом Be и Mg образуют оксиды МО, а другие, более активные металлы, могут образовывать и пероксиды, например BaO2. Пероксиды могут образовываться и по реакции гидроксидов Ca, Sr и Ba с H2O2. Растворимость гидроксидов возрастает по мере увеличения радиуса иона и ослабления притяжения между ионом металла и гидроксид-ионом. Соли получают взаимодействием оксидов или гидрооксидов.