41 по 45 химия

Ответы с 41 по 50:

41. Ионная связь – предельный случай ковалентной полярной связи, ее ненасыщаемость и ненаправленность. Ионные кристаллы. Свойства ионных кристаллов.

. Ионы - это электрически заряженные частицы, образующиеся из нейтральных атомов или молекул путем отдачи или присоединении электронов. Чисто ионной связью называется химически связанное состояние атомов, при котором устойчивое электронное окружение достигается путём полного перехода общей электронной плотности к атому более электроотрицательного элемента. Ионная связь возможна только между атомами электроположительных и электроотрицательных элементов, находящихся в состоянии разноименно заряженных ионов. Ионная связь характеризуется ненаправленностью и ненасыщенностью. Вещества с ионной связью имеют ионную кристаллическую решетку. Ненаправленность ионной связи ( отличие от ковалентной связи) - одно из важнейших ее свойств. Это означает, что каждый ион может притягивать к себе ионы противоположного знака по любому направлению. Ненасыщаемость ионной связи следует из того, что каждый заряд может притягивать любое число противоположных зарядов (очевидно, что с увеличением расстояния между зарядами сила притяжения между ними ослабевает).

Ионный кристалл нужно рассматривать как одну гигантскую молекулу, в которой каждый ион испытывает воздействие со стороны всех остальных. Ионные кристаллы образуются при взаимодействии атомов, имеющих большую разность электроотрицательностей. Примерами ионных кристаллов являются галогениды (NaСl, KF), гидриды (NaН) щелочных или щелочно-земельных (СаF₂, СаН₂) металлов, оксиды и карбиды 1-2 групп, главных подгрупп (Na₂О, СаО, К₂С₂, СаС₂). В состав ионных кристаллов могут входить и сложные ионы: NО^-₃, SO^2-₄ , в анионах которых ковалентная связь. Во многих ионных кристаллах наряду с электростатическим притяжением действуют ковалентные связи, а также силы Ван-дер-Ваальса, причем присутствие ковалентной связи вызывает определенные отклонения в физико-химических свойствах кристаллов этого типа, которые не объясняются электростатической моделью. Многие ионные кристаллы относят к классу диэлектриков. Свойства ионных кристаллов:

1. высокая твердость

2. хрупкость

3. высокие температуры плавления и кипения

4. высокие теплоты плавления

5. имеют заряд

42. Межмолекулярные взаимодействия и их природа. Ориентационное, индукционное и дисперсионное взаимодействие. Роль межмолекулярного взаимодействия в образовании молекулярных кристаллических решеток, в процессах образования растворов, электролитической диссоциации.

МЕЖМОЛЕКУЛЯРНЫЕ ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ, взаимод. молекул между собой, не приводящее к разрыву или образованию новых хим. связей.  Силы межмолекулярного взаимодействия часто называют ван-дер-ваальсовыми. Основу межмолекулярного взаимодействия составляют кулоновские силы взаимод. между электронами и ядрами одной молекулы и ядрами и электронами другой. Межмолекулярное взаимодействие имеет электростатическую природу складывается из сил притяжения (ориентационных, индукционных и дисперсионных) и сил отталкивания. а) ориентационное взаимодействие, которое проявляется между полярными молекулами, стремящимися занять такое положение, при котором их диполи были бы обращены друг к другу разноименными полюсами, а векторы моментов этих диполей были бы ориентированы по одной прямой (по-другому оно называется диполь-дипольное взаимодействие);

б) индукционное, которое возникает между индуцированными диполями, причина образования которых является взаимная поляризация атомов двух сближающихся молекул;

в) дисперсионное, которое возникает в результате взаимодействия микродиполей, образующихся за счет мгновенных смещений положительных и отрицательных зарядов в молекулах при движении электронов и колебаний ядер.

Ван-дер-ваальсовые силы проявляются при переходе вещества из газообразного состояния в жидкое, при кристаллизации сжиженных газов, адсорбции и других процессов. Ван-дер-ваальсовые силы проявляются при переходе вещества из газообразного состояния в жидкое, при кристаллизации сжиженных газов, адсорбции и других процессов.

43. . Водородная связь и её разновидности, биологическая роль. Поляризация ионов, поляризуемость и поляризующее действие; факторы, от которых они зависят: тип электронной оболочки, ионный потенциал. Теоретические основы методов исследования строения химических соединений.

Водородная связь — форма ассоциации между электроотрицательным атомом и атомом водорода H, связаннымковалентно с другим электроотрицательным атомом. В качестве электроотрицательных атомов могут выступать N₂, O₂ или F₂. Водородные связи могут быть межмолекулярными или внутримолекулярными. Если водородная связь образуется между разными молекулами, она называется межмолекулярной, если связь образуется между двумя группами одной и той же молекулы, то она называется внутримолекулярной. Биологическая роль -  водородная связь характеризуется определенной направленностью и вследствие этого способна удерживать обе связанные с ее помощью молекулы или группы в определенной взаимной ориентации. Свойство водородных связей способствует стабилизации строго определенных пространственных структур, характерных для молекул белков и нуклеиновых кислот, содержащих большое число внутримолекулярных водородных связей. Электростатическое воздействие на частицу вызывает в ней смещение электронного облака относительно ядра - поляризацию. Величина этого смещения пропорциональна поляризуемости частицы. Поляризация ионов сочетает их поляризуемость и поляризующее действие. Поляризуемость - атомов, ионов, молекул, способность этих ч-ц приобретать дипольный момент в электрическом поле. Любой ион, как заряженная частица, имеет поле, попадая в которое другие частицы претерпевают поляризацию, то есть испытывают поляризующее действие этого иона. Таким образом, каждый ион характеризуется не только величиной поляризуемости α, но и величиной поляризующего действия. Поляризующее действие иона-комплексообразователя зависит от строения его электронной оболочки, заряда и размера. Факторы, от которых зависят поляризуемость и поляризующее действие: Поляризация катионов больше, если у них внешние электроны не имеют конфигурации благородного газа (s²р⁶), а имеют конфигурацию (n - 1)d ^x ns⁰ (где х от 1 до 10); поляризация тем больше, чем меньше размер катиона и больше его заряд, то есть чем больше ионный потенциал; поляризация тем больше, чем больше отрицательный заряд аниона и больше его радиус; многозарядные анионы по этой причине образуют только ковалентные соединения (P^3-, As^3-).

44. Определение понятия – комплексное (координационное) соединение (КС). Структура КС: центральный атом, лиганды, комплексный ион, внутренняя и внешняя сфера, координационное число центрального атома, дентатность лигандов. Способность атомов различных элементов к комплексообразованию. Классификация и номенклатура КС. Комплексные кислоты, основания, соли. Пи-комплексы. Карбонилы металлов. Хелатные и макроциклические КС. Металлоферменты.

Комплексные соединения (КС) – это соединения в узлах кристаллов которых находятся комплексные ионы, способные к самостоятельному существованию в растворе. Принцип координации: координирующий атом или ион (Меⁿ⁺) окружён противоположно заряженными ионами или нейтральными молекулами, образующими геометрически правильную структуру. Координирующий атом или ион является центральным в этой структуре и называется комплексообразователем, а окружающие его частицы (ионы, молекулы) называются лигандами или аддендами, которые и образуют симметричную фигуру. Лиганды могут занимать одно, два, три, и более мест вокруг центрального атома. Число мест (связей), занимаемых одним лигандом с центральным атомом, называется дентатностью лиганда. Встречаются моно-, би-, полидентатные лиганды. К бидентантным лигандам относятся многие органические молекулы. Число координационных мест (лигандов) вокруг центрального атома называется его координационным числом (К.ч.), которое зависит от природы комплексообразователя и лиганд. Координационное число имеет значение от 2 до 12. Комплексообразователь и лиганды образуют внутреннюю координационную сферу, её ограничивают квадратными скобками:[Fe(CN)₆]^3- или [ ]. Ионы, нейтрализующие заряд комплексного иона, образуют внешнюю координационную сферу комплексного соединения: K.⁺

Способность элемента к образова­нию комплексных соединений относится к важнейшим его химиче­ским свойствам. Она зависит от строения внешнего электронного уровня атома элемента и определяется его положением в перио­дической системе Д. И. Менделеева. Способность элементов к комплексообразованию от периода к периоду растет. При после­довательном переходе от одного периода к другому растет коор­динационное число элементов. Классификации КС:

1. по заряду комплексов:

катионного типа - [Co(NH₃)₆]Cl₃, [Cu(NH₃)₄] SO₄

анионного типа – K₃[Fe(CN₆)], H₂[PtCl₆], [Co(CN)₆ ]^3-

нейтральные (внутрикомплексные) соединения – [Pt(NH₃)₂Cl₄], [Co(NH₃)₄Сl₂]⁰.

2. по принадлежности к классу:

кислоты - H[AuCl₄],

основания - [Ag(NH3)₂]OH,

соли - [Ni(NH3)₆]SO₄;

3. по природе лиганда:

гидроксокомплексы - K₂[Zn(OH)₄],

комплексы смешанного типа - K[Co(NH₃)₂Cl₄], [Pt(NH₃)₄(H₂O)₂]Cl₄,

аммиакаты: лиганды – молекулы аммиака, реже аминов или гидразина: [Cu(NH₃)₄] SO₄, [Cо(NH₃)₆] Сl_3, [Pt(CH₃NH₂)₂] SO_4, [Pt(N₂H₄₃)₄] Cl_2.

аквакомплексы: лиганды – молекулы воды: [Co(H₂O)₆] SO_4, [Al(H₂O)₆]Cl₃, [Fe(H₂O)₆]Cl₃

ацидокомплексы: лиганды – любые анионы кислот: K₄[Fe(CN)₆)], K₂[PtCl₄]

полигалогениды: K[I(I₂)].

4. по внутренней структуре

одноядерные: нехелатные, хелатные, с мостиковыми легандами

многоядерные: кластерные, изополикислотные гетерополикислотные.

Название комплексного соединения строится также, как и название любой соли или основания (комплексные кислоты называются солями водорода или оксония). В название соединения входит название катиона и название аниона. В название комплексной частицы входит название комплексообразователя и названия лигандов (название записывается в соответствии с формулой, но справа налево. Для комплексообразователей в катионах используются русские названия элементов, а в анионах – латинские.

Названия наиболее распространенных лигандов:

H2O – аква	Cl  – хлоро	SO42 – сульфато	OH – гидроксо
CO – карбонил	Br  – бромо	CO32 – карбонато	H – гидридо
NH3 – аммин	NO2 – нитро	CN – циано	NO – нитрозо
NO – нитрозил	O2 – оксо	NCS – тиоцианато	H+I – гидро

Примеры названий комплексных катионов:

[Zn(H2O)4]2 – ион тетрааквацинка	[Fe(H2O)5Cl]2 – ион хлоропентаакважелеза(III)
[Ag(NH3)2] – ион диамминсеребра(I)	[Al(H2O)4(OH)2] – ион дигидроксотетраакваалюминия
[Cr(H2O)6]3 – ион гексааквахрома(III)	[Co(NH3)5SO3] – ион сульфитопентаамминкобальта(III)

Примеры названий комплексных анионов:

[Zn(OH)₄]² – тетрагидроксоцинкат-ион [Ag(S₂O₃)₂]³ – ди(тиосульфато)аргентат(I)-ион [Cr(CN)₆]³ – гексацианохромат(III)-ион

Примеры названий нейтральных комплексных частиц:

[Fe(CO)5] – пентакарбонилжелезо	[Cr(C6H6)2] – дибензолхром
[Co(NH3)Cl3] – трихлороамминкобальт	[Pt(NH3)2Br2] – дибромодиамминплатина

Хелатные комплексы - координационные соединения, центральный атом (или ион) которых связан одновременно с двумя или более донорными атомами лиганда, с образованием одного или нескольких гетероциклических соединений. Лиганды, формирующие хелатные комплексы являются хелатообразующими агентами.  В координационной химии понятие макроцикла даётся в более узком смысле; так здесь называют циклическую молекулу с тремя или более атомами-донорами, способными образовывать координационные связи с центральным атомом металла. Металлоферменты - ферменты, которые содержат в своем составе ионы металла или которые ими активируются, называют металлоферментами. Карбонилы металлов – координационные комплексы переходных металлов с монооксидом углерода в качестве лиганда. Находят применение в органическом синтезе, в качестве катализаторов (или прекурсоров катализаторов) для гомогенного катализа, например, при гидроформилировании или реакции Реппе. p-комплексы (пи-комплексы) – это комплексные соединения, в которых в роли лигандов фигурируют ненасыщенные органические молекулы типа этилена, циклопентадиена, бензола и т.п. Наиболее известным примером таких комплексов служит ферроцен – бис(циклопентадиенил)железо состава [Fe(C₅H₅)₂].

45. Типы центральных атомов по строению электронных оболочек. Типы лигандов по донорному атому. Природа химической связи в комплексных соединениях. Устойчивость КС, факторы, от которых она зависит. Работы Чугаева, Черняева. Изомерия КС. Понятие о теории кристаллического поля и теории поля лигандов. Объяснение окраски КС переходных металлов. Основы теории цветности КС. Образование и диссоциация КС в растворах, константы нестойкости комплексов.

Полидентантные лиганды часто образуют с центральным атомом разные связи: донорно-акцепторные и ковалентные. Это характерно для аминокислот и других органических соединений, содержащих одновременно амино- и гидроксигруппы. Внутрикомплексные - соединения обладают гидролитической устойчивостью, низкой растворимостью в воде и высокой в органических растворителях, часто специфической яркой окраской. Полиядерные, имеющие в своем составе два или несколько центральных атомов – комплексообразователей. Лиганды, содержащие более одного донорного атома называются полидентантными или хелатирующими.  И.И.Черняев в 1926 г. открыл закономерность транс-влияния в лигандах комплексов платины, носящую его имя (эффект Черняева). В дальнейшем эта закономерность оказалась приложимой к ряду соединений платины (IV), палладия, родия, иридия и кобальта. Он открыл явление перемены знака вращения плоскости поляризации оптически активными аминосоединениями платины (IV) при превращении их в амидо (имидо)производные.  Чугаев внёс большой вклад в химию комплексных соединений: установил, что наиболее устойчивые из них содержат во внутренней сфере 5- или 6-членные циклы (правило циклов Чугаева),  открыл (1915 год) превращение комплексных аминосоединений в соответствующие амидосоединения,  в 1915 году(за 50 лет до Э. О. Фишера) получил первый карбеновый металлоорганический комплекс. Окраска комплексного соединения определяется длиной волны поглощаемого света ): длина волны падающего света l =с/n связана с энергией расщепления D = сh/l. При этом, энергия поглощаемого кванта света должна быть точно равна энергии расщепления D.

поглощение	фиолетовый	синий	голубой	сине-зелёный	зелёный
окраска вещества	зелёно-жёл- тый	жёлтый	оранжевый	красный	пурпурный

Первой теорией, объясняющей образование КС была теория ионной (гетерополярной) связи В. Косселя и А. Магнуса: многозарядный ион – комплексообразователь (d-элемент) обладает сильным поляризующим действием; лиганды – легко поляризующиеся ионы или нейтральные молекулы. В результате действия электростатических сил притяжения и отталкивания в КС образуется устойчивая группировка атомов, обладающая минимальной потенциальной энергией и определённым образом ориентированная в пространстве. Для объяснения образования и свойств комплексных соединений в настоящее время применяются теория валентных связей (ВС), теория кристаллического поля (ТКП) и теория молекулярных орбиталей (МО). Момент наступления равновесия характеризуется константой равновесия, которая в случае комплексного иона носит название константы нестойкости (К_Н). Величина, обратная константе нестойкости, называется константой устойчивости: К_у = 1/К_н. Значения констант нестойкости различных комплексных ионов колеблются в широких пределах и могут служить мерой устойчивости комплекса. ). Чем меньше значение К_н, тем более прочен данный комплекс. В 1929 г. Г. Бете создал основы теории кристаллического поля (ТКП), которая развивает воззрения об электростатическом взаимодействии между d-элементом – центральным ионом и ионами противоположного знака или полярными молекулами. ТКП позволяет объяснить окрашенность комплексов, магнитные и другие свойства: бесцветны комплексы с d¹⁰-конфигурацией (Cu⁺, Ag⁺, Cd²⁺, Hg²⁺, Zn²⁺); окрашены – с незаполненной d-конфигурацией (Cu²⁺, Fe²⁺, Ti³⁺, Cr³⁺ и др.), когда электроны переходят с низшей d-орбитали на d-орбиталь с более высокой энергией. Теория поля лигандов (ТПЛ) учитывает и ковалентный и ионный характеры химической связи и для описания КС использует метод МО, где структура комплексообразователя и лигандов рассматриваются как единое целое. Комплексные соединения в растворах диссоциируют на внешнюю и внутреннюю координационные сферы практически полностью по типу сильных электролитов (первичная диссоциация). Диссоциация внутренней координационной сферы носит название вторичной, является обратимым процессом и проходит по типу слабых электролитов. Комплексные соединения обладают различной прочностью внутренней координационной сферы. Наряду с соединениями, внутренняя сфера которых отличается значительной прочностью и для которых диссоциация ничтожно мала, существуют соединения с крайне непрочной внутренней сферой. Растворы этих соединений практически не содержат комплексных ионов, так как они полностью диссоциируют на свои составные части, это - двойные соли.