ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ

Учебное пособие

Федеральное агентство по образованию

Уральский государственный технический университет - УПИ

Имени первого Президента России б.Н. Ельцина»

М.И. Пантюхина

Е.А. Никоненко

ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ

Учебное пособие

Научный редактор проф., д-р хим. наук М.Г. Иванов

Екатеринбург

Уральский федеральный университет

2013

УДК 546(075.8)

ББК 24 я 73

Н64

Рецензенты:

Профессор, д-р хим. наук В.Ф.Марков (УрИ ГПС, МЧС РФ)

Старший научный сотрудник, к.т.н. Э.Г. Вовкотруб (ИВТХ УрО РАН)

Пантюхина М.И., Никоненко Е.А.

Н64 Химия элементов: Учебное пособие, М.И. Пантюхина, Е.А. Никоненко, Екатеринбург: «УрФУ», 2013. 106 с.

ISBN 978-5-321-017000-5

Учебное пособие предназначено для самостоятельного изучения раздела химии: «Химия элементов». Содержит теоретический материал, примеры и образцы решения заданий, задания для самоконтроля в тестовой форме, контрольные задания по основным разделам пособия. Приведены необходимые справочные материалы. Рекомендуется студентам первого курса химических специальностей заочной формы обучения, а также студентам очной формы обучения.

Библиогр.: _6_ назв. Рис._2_. Прил. 5.

ISBN 978-5-321-017000-5

Оглавление

1. КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ	6
ВОПРОСЫ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЯ Тема 1: «Комплексные соединения»	10
2-a. НЕМЕТАЛЛЫ	13
Подгруппа бора. IIIА-группа	14
Подгруппа IV-A Углерод	17
Кремний	21
Подгруппа V-A	24
Азот	25
Фосфор и его соединения	30
Общая характеристика элементов главной подгруппы VI группы	33
Кислород	34
Сера	35
Элементы VII –А группы. общая характеристика	42
Фтор и его соединения	43
Хлор и его соединения	44
Бром и его соединения	48
Иод и его соединения	49
2-б. МЕТАЛЛЫ. ОБЩИЕ СВОЙСТВА	51
Подгруппа железа	54
Подгруппа марганца	59
Подгруппа хрома	62
Подгруппа ванадия	65
Подгруппа титана	73
Подгруппа цинка	74
Подгруппа меди	78
Подгруппа германия	81
Подгруппа алюминия	86
ВОПРОСЫ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЯ Тема 2: «Химия элементов» Тема 2a: «Металлы»	91
Тема 2б: «Неметаллы»	95
Приложение	98

1. Комплексные соединения

   1. Основные понятия

Комплексными называют соединения, содержащие в своем составе сложные ионы или молекулы, способные к самостоятельному существованию как в кристаллическом виде, так и в растворах. Строение комплексных соединений рассматривают на основе координационной теории, предложенной в 1893 г. швейцарским химиком Альфредом Вернером. В соответствии с этой теорией в комплексных соединениях различают внешнюю и внутреннюю сферы. Внутренняя сфера состоит из иона-комплексообразователя (центрального иона), которым обычно является катион или нейтральный атом металла, и определенного числа отрицательнео заряженных ионов или нейтральных молекул, прочно связанных с комплексообразователем. Их называют лигандами. Число лигандов определяет координационное число (КЧ) комплексообразователя. Определим составные части, например, в молекуле K4[Fe(CN)6]. Комплексообразователь – ион железа Fe2+, лиганды – цианид-ионы СN–, координационное число равно шести. В квадратные скобки заключена внутренняя сфера. Ионы калия образуют внешнюю сферу комплексного соединения. Согласно методу валентных связей природа связи между центральным ионом (атомом) и лигандами может быть двоякой. С одной стороны, связь обусловлена силами электростатического притяжения. С другой – между центральным атомом и лигандами может образоваться связь по донорно-акцепторному механизму за счет неподеленных электронных пар лигандов и свободных орбиталей комлексообразователя. Таким образом, ион-комплексообразователь является акцептором, а лиганды – донорами электронныых пар.

Центральным атомом, или ионом-комплексообразователем, могут быть:

• Положительно заряженные ионы металлов, обладающие большим поляризующим действием (Cu²⁺, Co²⁺, Co³⁺, Pt⁴⁺, Cr³⁺ и др.). Это, как правило, d- и f-элементы; у s-элементов комплексные соединения немногочисленны и отличаются не высокой устойчивостью (кроме иона Be²⁺);

• Нейтральные атомы d-металлов (Mn, Fe, Co, Ni, Cr и др. и инертные газы). Например: [Fe(CO)₅]⁰; [Xe(H₂O)₆]⁰.

В качестве лигандов могут выступать:

• Отрицательно заряженные ионы (Cl^–, CN^–, OH^–, NO₃^–, CNS^–, Br^–, I^– и др.);

• полярные молекулы (H₂O, CO, NH₃, NO, N₂H₄ и др.), имеющие одну или несколько неподеленных пар электронов;

• неполярные, но легко поляризующиеся молекулы (например, этилендиамин H₂N–CH₂–CH₂–H₂N и др.).

Координационное число (к.ч.) показывает количество лигандов, связанных с центральным атомом во внутренней координационной сфере. Как правило, координационное число больше числового значения заряда иона-комплексообразователя. Координационное число может принимать значения от 2 до 12, но чаще всего к.ч. равно 6, 4 или 2, что соответствует наиболее симметричной конфигурации комплексного иона.

Значение к.ч. зависит:

• от химической природы центрального атома. Однако, несмотря на одинаковую степень окисления центрального атома, координационные числа могут быть различны.

+2 +2

Например: [Cu(NH₃)₄]²⁺ к.ч. = 4 и [Co(NH₃)₆]²⁺ к.ч. = 6;

• степени окисления комплексообразователя. Чем выше степень окисления, тем больше к.ч.

+2 4+

Например: [Pt(NH₃)₄]²⁺ и [Pt(NH₃)₆]⁴⁺;

• химической природы лиганда (от радиуса лиганда).

Например: алюминий координирует четыре иодид иона [AlI₄]^–, но шесть ионов фтора [AlF₆]^3– Радиус F^- меньше радиуса I^-;

• соотношения радиусов комплексообразователя и лиганда.

В простейшем случае если к.ч. равно удвоенному значению степени окисления иона-комплексообразователя. Например: для Ag⁺ к.ч. = 2.