10.Донорно-акдепторная связь. Комплексные соединения. Комплексообразователь и лиганды. Заряд комплексообразователя и координацион­ной сферы. Координационное число константы нестойкости.

Знакомясь с элементами подгруппы меди, мы видели, что ионы этих элементов способны присоединять к себе другие ионы или нейтральные молекулы, образуя более сложные комплексные ионы. При связывании последних ионами противопо­ложного знака получаются различные комплексные соединения.

Комплексные соединения составляют наиболее обширный и разнообразный класс неорганических веществ. К ним принадлежат также многие металлорганические соединения, связы­вающие воедино ранее разобщенные неорганическую химию и органическую химию. Многие комплексные соединения играют большую роль в фи­зиологических и биохимических процессах. Согласно координационной теории, в молекуле любого комплексного соеди­нения один из ионов, обычно положительно заряженный, занимает центральное место и называется комплексообразователем или центральным ионом. Вокруг него в непосредствен­ной близости расположено или, как говорят, координировано некоторое число противоположно заряженных ионов или электро-­нейтральных молекул, называемых лигандамии образующих внутреннюю координационную сферу соединения. Остальные ионы, не разместившиеся во внутренней сфере, находятся на более далеком расстоянии от центрального иона, составляя внешнюю координационную сферу. Число лигандов, окружающих центральный ион, называется «координационным числом».Заряд комплексного иона равен алгебраической сумме зарядов составляющих его простых ионов. Диссоциация ионов под­чиняется закону действия масс и может быть охарактеризована соответствующей константой равновесия, называемой констан­той нестойкости комплексного иона:

.

11.Межмолекулярное взаимодействие. Ван-дер-Ваальсовы силы. Типы межмолекулярного взаимодействия (ориентационное, индукционное и дисперсионное). Влияние сил межмолекулярного взаимодействия на свойства веществ.

Если вещество построено из атомов, но не является металлом, то его атомы обычно связаны друг с другом ковалентной связью. Если вещество — металл, то часть электронов его атомов стано­вятся общими для всех атомов; эти электроны свободно движутся между атомами, связывая их друг с другом. Если вещество имеет ионное строение, то образующие его ионы удерживаются друг около друга силами электростатического притяжения. В веществах с мо­лекулярной структурой имеет место меж молекулярное взаи­модействие. Силы межмолекулярного взаимодействия, называемые также силами Ван-дер-Ваальса, слабее ковалентных сил, но проявляются на больших расстояниях. В основе их лежит электростатическое взаимодействие диполей, но в различных веществах механизм возникновения диполей различен. Если вещество состоит из полярных молекул, например, моле­кул НгО или НСl, то в конденсированном состоянии соседние мо­лекулярные диполи ориентируются друг по отношению к другу противоположно заряженными полюсами, вследствие чего наблю­дается их взаимное притяжение. Такой вид межмолекулярного взаимодействия называется ориентационным взаимодей­ствием. В случае веществ, состоящих из неполярных, но способных к поляризации молекул, например, СО, наблюдается возникнове­ние наведенных или индуцированных диполей. Причина их появления обычно состоит в том, что каждый атом создает вблизи себя электрическое поле, оказывающее поляризующее дей­ствие на ближайший атом соседней молекулы. Молекула поляри­зуется, и образовавшийся индуцированный диполь в свою очередь поляризует соседние молекулы. В результате происходит взаимное притяжение молекул друг к другу. Относительная величина рассмотренных видов межмолекуляр­ных сил зависит от полярности и от поляризуемости молекул ве­щества. Чем больше полярность молекул, тем больше ориентационные силы. Чем больше деформируемость, тем слабее связаны внешние электроны атомов, т. е. чем эти атомы крупнее, тем зна­чительнее дисперсионные силы. Таким образом, в ряду однотип­ных веществ дисперсионное взаимодействие возрастает с увели­чением размеров атомов, составляющих молекулы этих веществ.