Билет 16

1. Протолитическая теория кислот и оснований Бренстеда и Лоури. Понятие о кислотах и основаниях Льюиса.

Кислоты, основания и соли с точки зрения ТЭД.

Процесс распада молекул электролитов на ионы в растворе или расплаве называется электролитической диссоциацией, или ионизацией.

Кислоты – это электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид катионов – катионы водорода Н+: HNO3 ↔ H+ + NO3-

Слабые многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:1. Н2SO3 ↔ H+ + HSO4-

2. HSO4- ↔ H+ + SO4-

Основания – это электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид анионов – гидроксид-ионы ОН-: КОН↔ К+ + ОН-.

Слабые многоосновные основания диссоциирют ступенчато. Число ступеней определяется кислотностью слабого основания Ме(ОН)у, у – кислотность основания.

1. Fe(OH)2 ↔ FeOH+ + OH-

2. FeOH+↔ Fe2+ + OH-

Протонная теория кислот и оснований Бренстеда и Лоури.

Определение кислот и оснований с точки зрения ТЭД ограничено только водными растворами и только гидроксидсодержащими основаниями. Но ряд оснований (NH3) не подходят под определение оснований с точки зрения ТЭД.

Согласно теории Б-Л, кислоты – это вещества, отщепляющие в данной реакции протоны, т.е. являющиеся донорами протонов. Основания – это вещества, способные принимать протоны, т.е. являющиеся акцепторами протонов. Реакцию между кислотой и основанием, согласно теории, можно записать в виде протолитического равновесия.

Н-А + :В ↔ А^- + НВ+ Н F + Н2О ↔ F^- + Н3О⁺

к-та осн-е сопряженное сопряженная к-та осн-е сопряженное сопряженная

осн-е к-та осн-е к-та

С2Н5ОН + :NH3↔ С2Н5О- + NH₄⁺

к-та осн-е сопряженное сопряженная

осн-е к-та

Еще более общее определение кислот и оснований было дано Льюисом, основанное на участии электронных пар.

Кислота Льюиса – это катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные принять одну или несколько электронных пар.

Основание Льюиса – это катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные отдавать электронные пары, или это доноры электронных пар.

AIF₃ + :NH₃ = AIF₃-NH₃ Н⁺ + :ОН^- = Н2О

к-та осн-е к-та осн-е

Экзаменационный билет № 17

1.Строение комплексных соединений, их классификация и номенклатура. Природа химической связи в комплексных соединениях. Значение процессов комплексообразрования в биологических системах. Комплексные соединения образуются в результате соединения более простых веществ, это вещество, в узлах кристаллической решетки которого находятся сложные частицы, построенные за счет координации одним атомом электронейтральных молекул и способных к самостоятельному существованию при переходе вещестка в растворенноФе состояние. В составе комплексного иона выделяют центральный атом – комплексообразователь (наиболее часто переходные металлы). Вокруг него группируются другие атомы, ионы или нейтральные молекулы – лиганды ( вода, аммиак, оксид углерода). Число, показывающее, сколько лигандов присоединено к данному комплексообразователю – координационное, которое может иметь значение от 1 до 12 и зависит размера комплексообразователя, природы, природы и размеров лигандов и условий образования комплексов. Лиганды: монодентатные ( аммиак – присоединяется к комплексообразователю посредством азота, имеющего одну неподеленную пару электронов), бидентатные ( карбонат, сульфат ионы), полидентатные( определяются по количеству химических связей между лигандами и комплексообразователем).

Центральный атом и лиганды образуют внутреннюю сферу – комплекс, способный к самостоятельному существованию в растворе. Заряд определяется алгебраической суммой зарядов комплексообразователя и всех его лигандов. Молекулы и ионы, окружающие комплексный ион составляют внешнюю сферу. Комплексные соединения могут быть кислотами, основаниями, солями.

Комплексное соединение [Сu(NH₃)₄] SO₄ → [Сu(NH₃)₄]²⁺ + SO₄^2-

Внутренняя Внешняя сфера

Классификация: аквакомплексы [Cr(H₂O)₆]Cl_3, Аммиакаты [Cu(NH3)4]SO4, Гидроксокомплексы Na2[Zn(OH)4]

Ацидокомплексы ( лиганды различных кислот) K4[Fe(CN)6], Смешанного типа [Co(NH3)4Cl2]

Есть также циклические комплексы, содержащие полидентатные лиганды, связанные с центральным атомом несколькими связями. По знаку электрического заряда внутренней сферы: Катионные [Co(NH3)6]Cl3, Анионные K3[Fe(CN)6], Нейтральные [Ni(CO)4]⁰

Номенклатура: О^2---оксо- , СО – карбонил-, NO – нитрозил-. [Fe(NH3)4(CN)2]Cl – хлориддицианотетраамминжелеза (III). Электростатическая теория – чем больше заряд, тем большее число лигандов он может удерживать вокруг себя. Однако теория не объяснила, почему комплексообразователь взаимодействует с нейтральными лигандами, почему существуют комплексы, где комплексообразователь и лиганды нейтральные. Метод валентных связей объясняет образование комплексов донорно-акцепторным взаимодействием между комплексообразователем и лигандами.Значение комплексов: получение металлов высокой степени чистоты, разделение смесей металлов, образуют активные центры ферментов, витаминов, осуществляют перенос кислорода в биологических системах, являются основными участниками большинства ферментативных процессов.

Экзаменационный билет № 18

1. Электролитическая диссоциация (первичная и вторичная) комплексных соединений. Константа нестойкости. Образование и разрушение комплексных ионов в растворах. Кислотно-основные свойства комплексных соединений.

Компл. соед. – молекулярные соединения, образующие комплексные ионы, способные к существованию как в р-ре, так и в кристалле.

[Cr(NH₃)₆]Cl₃ - Имеют внешнюю и внутреннюю [ ] сферы. Cr – комплексообразователь, расположенные около него атомы – лиганды. При диссоциации сначала отщепляются атомы внешней сферы (первичная), затем диссоциирует внутренняя (вторичная).

K₄[Fe(CN)₆] = 4K⁺ + [Fe(CN6)]^4- первичная

К₁ нестойкости = [Fe(CN6)]^-*[4K⁺] /[ K₄[Fe(CN)₆]]

Fe(CN)₆ ^4-= Fe²⁺ + 6CN ^- вторичная

К₂ нестойкости = [Fe ²⁺] * [CN^-]⁶ / [Fe(CN₆)]

Кнест = К₁*К₂ = [Fe²⁺]* [CN^-]₆ / [Fe(CN)₆^4-]

Чем больше константа нестойкости, тем более устойчиво комплексное соединение.

Кислотно-основные свойства: Al(OH)₃ + 3NaOH = Na₃[AL(OH)₆] Na[ Al(OH)₆]+ 6HCl = AlCl₃ + 3NaCl + 6H₂O

Амфотерность: (основание) Zn2⁺ + OH^- = OH^- + ZnOH⁺ ← Zn(OH)₂ → H⁺ + HZnO₂^2- (кислота)