- •Лекция 1 Тема: основные химические понятия и законы. Цель: Ознакомить студентов с оснровными законами и понятиями, лежащими в основе химии.
- •Химия как наука и ее задачи.
- •Важнейшие законы, лежащие в основе химии.
- •Основные понятия химии
- •Закон Авогадро.
- •Уравнение состояния газа. Уравнение Менделеева-Клапейрона.
- •Лекция 2
- •2.Образование атомной кристаллической решетки
- •Лекция 3. Тема: Классификация неорганических соединений. Цель: Ознакомить студентов с разнообразием, строением и свойствами неорганических соединений
- •Кислота основание основание кислота
- •Лекция 4
- •Лекция 5
- •Лекция 6
- •2.Энергия активации. Энтропия активации
- •3.Факторы, влияющие на скорость гомо- и гетерогенных химических реакций. Катализ.
- •Лекция 7
- •2.Изменение энтропии в химическом процессе. Энергия Гиббса
- •Лекция 8
- •2. Коллигативные свойства растворов
- •3.Сильные и слабые электролиты
- •4. Растворы электролитов
- •5. Процесс диссоциации
- •6. Константа диссоциации. Смещение ионного равновесия
- •7. Особенности воды как электролита. Ионное произведение воды . РН раствора. Буферные растворы
- •8. Гидролиз солей. Расчёт концентрации ионов водорода в растворах
- •Лекция 9
- •2.Окислители и восстановители
- •1)Окислители
- •2)Восстановители
- •3)Окислительно-восстановительная двойственность
- •3.Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
- •1.Метод электронного баланса.
- •2.Метод полуреакций, или ионно-электронный метод.
- •Электрохимические процессы
- •2.Направление протекания овр
- •3.Электролиз
- •4.Законы электролиза
- •5.Применение электролиза
- •Лекция 10
- •2.Атомно-молекулярное учение. Основные химические понятия и определения
- •3.Строение атома
- •4. Квантовые числа. Правила заполнения электронных орбиталей
- •Периодический закон и периодическая система элементов д. И. Менделеева.
- •2.Свойства атомов
- •Лекция 11
- •2.Типы химической связи
- •3.Гибридизация атомных орбиталей
- •4.Метод валентных связей
- •Лекция 12
- •Комплексные соединения, их строение и номенклатура. Химическая связь в комплексных соединениях.
- •Устойчивость комплексных ионов. Константа нестойкости. Комплексные химические соединения.
- •Лекция 13
- •2. Водород
- •3. Вода
- •4. Пероксид водорода
- •5. Элементы viiа группы
- •6. Элементы viа группы
- •Общая характеристика элементов vа, ivа групп
- •1. Элементы vа группы.
- •2.Элементы ivа группы.
- •Характеристика металлов
- •1. Строение металлов.
- •2. Физические свойства металлов.
- •3. Химические свойства металлов.
- •Уменьшение химической активности нейтральных атомов
- •Уменьшение способности ионов к присоединению электронов
- •Характеристика элементов второй группы периодической системы
- •Стеарат натрия стеарат кальция
- •Сода осаждает кальций и магний тоже в виде карбонатов:
- •Характеристика элементов третей группы периодической системы
Комплексные соединения, их строение и номенклатура. Химическая связь в комплексных соединениях.
Под комплексными соединениями (КС) понимают соединения, содержащие комплексный ион. В настоящее время интенсивно развивается изучение закономерностей КС, и большинство неорганических соединений относят к этому классу (особенно аквакомплексы). Такое соединение как Н2SO4 может из раствора выделен с 2Н2О, 5Н2О (аквакомплексы). Н2SO4 * 55Н2О. Поэтому водные растворы даже Н2SO4 рассматривают как КС. Образование КС может протекать по 2-м типам:1. По функции обмена:
1. Hg(NO3)2 + KJ -> HgJ2 + 2KNO3
Hg2+ + 2J- -> HgJ2
2. HgJ2 + 2KJизб -> K2[HgJ4] – тетраподомеркурлат K. Раствор бесцветный.
Примечание: В данном случае - комплексный ион-анион. По функции обмена может образоваться и комплексный катион.
1. AgNo3 + HCl -> AgCl + HNO3
Осадок не раств. В воде, кислоте, щелочи
AgCl + 2NH3 -> [Ag(NH3)2]Cl + H2O бесцветный раствор хлориддиамино Ag (2NH3 – 25%)
комплексный ион-катион.
Создателем теории КС является Альфред Вернер который в 1914г получил Нобелевскую премию. Основные положения:
1. Комплексный ион содержит комплесообразователь. В качестве комплексообразователя выступает металлы. Чаще всего d– элементы.
2. Вторым компонентом КС являются лианды. В качестве лиандов могут выступать все анионы и нетральные полярные молекулы.
3. Комплексный ион в реакциях выступает как единое целое и поэтому по международному соглашению во всем мире комплексный ион заключается в квадратные скобки.
4. Число показывающее сколько лиандов может присоединять комплексное образование называется координационным числом.
Величена координационного числа может зависеть:
от заряда комплесообразователя,
от природы лиганда,
от пространственной структуры комплексного иона.
5. Заряд комплексного иона определяется как алгебраическая сумма (нитральные полярные молекулы заряда не имеют).
6. КС имеют внешнюю координационную сферу. В целом КС электронейтральны.
НОМЕНКЛАТУРА:
Если комплексный ион анион, то соединение называют в следующем порядке – координационное число с окончанием а, лиганды с окончанием о, комплексообразователь с суфексом ат, последним называют внешнюю сферу.
Ртуть – меркуриат, серебро – аргентат, золото – аурат.
K3[Co(CN)6] – гексоугеанокобольтат 3 калия
Если комплексный ион имеет смешаные лиганды, то название соединения звучит в следующем порядке – сначало называют заряженные лиганды.
Химическая связь в комплексных соединениях.
В образовании КС от комплексообразователя принимает участие d-орбитали: dxz, dxy, dyz, dx2-y2, dz2.
Такое замечание, что 3 орбитали t2g, орбитали 4 и 5 обозначаются lg.
Все лиганды по своему действию на комплексообразователи разделяются:
поле сильных лигандов. Такие лиганды способны деформировать d-орбитали комплексообразователя и смещать электронную плотность. К таким лигандам относятся: CO, CN-, NO-2, NH3 H2O.
поле слабых лигандов. Такие лиганды не способны перераспределять электронную плотность на орбитали комплексообразователя. К таким лигандам относятся: OH-, Cl-, Br-, J-, F-.
все другие лиганды занимают промежуточное место и зависят от природы комплексообразователя и его заряда. Способны в какой-то мере перераспределять электронную плотность. С позиций МВС. Все закономерности МВС можно перенести на комплексный ион.
связь образуют ионы с противоположными спинами.
энергия комплексного иона уменьшается по сравнению с комплексообразователем и лигандом.
электронная плотность в комплексном соединении всегда смещена к лигандам.
МВС объясняет магнитные свойства не сумел объяснить их цветность. В основе теории кристаллического поля (ТКП) лежит основное положение – в поле лигандов происходит расщепление d-подуровня, в результате которого d-орбитали становятся разными. С d-орбитали снимается выражденность. В зависимости от пространственной конфигурации такая вырожденность будет различна.
Теория поля лигандов включает в себя ММО и ТКП. С позиции ММО в химических связях в комплексном ионе принимают участие все орбитали комплексообразователя и лигандов. Электроны по молекулярной орбитали распределяются в соответствии с квантово-механическими закономерностями, однако учитывают расщепление кристаллическим полем лигандов d-орбитали комплексообразователя.
Различают три типа КС:
1. Арцидокомплексы – лигандами являются анионы.
2. Аммиакатные комплесы - лигандами являются молекулы аммиака.
3. Аквакомплексы – очень важным в аквакомплексе является получение двух различных солей. Аквакомплексы очень неустойчивы. Кнест 10-3, поэтому в водных растворах они диссоциируют нацело.
FeSO4 * (NH4)2SO4 * 12H2O – соль Мора
(NH4)2[Fe2+(SO4)2] – дисульфатоферрат2аммония
(NH4)2[Fe(SO4)2] -> 2NH4+ + Fe2+ + 2SO42- + 12H2O