- •Глава 1. Основні поняття та закони хімії
- •1.1. Основні поняття хімії
- •1.2. Фундаментальні та стехіометричні закони хімії
- •1.2.1. Закон збереження маси речовини
- •1.2.2. Закон сталості складу речовин
- •1.2.3. Закон кратних відношень
- •1.2.4. Закон еквівалентів.
- •1.3. Закони газового стану
- •1.3.1. Закон об’ємних відношень гей-люсака
- •1.3.2. Закон авогадро
- •1.3.3. Закон бойля – маріотта
- •Контрольні завдання
- •Б) Із закону Авогадро випливає, що об’єм 0,025 моль h2s за нормальних умов
- •В) Відомо, що 1 моль будь-якої речовини містить 6,02 · 1023 молекул. Молярний об’єм газу за нормальних умов складає 22,4 л. Тому справедливо
- •Приклад 3. Який об’єм за нормальних умов займуть 4 10-4 м3 газу, що знаходиться при 50оС й тиску 9,54 104 Па?
- •Приклад 4. При згорянні 5 г металу утворилося 9,44 г оксиду металу. Визначити еквівалентну масу металу.
- •Приклад 5. Деяка кількість металу, еквівалентна маса якого дорівнює 28 г/моль, витісняє з кислоти 1,4 л водню, виміряного за нормальних умов. Визначити масу металу.
- •Розв’язання. Відповідно до закону еквівалентів (1.1), маси взаємодіючих речовин пропорційні їхнім еквівалентним масам:
- •Зі співвідношення (1.8) знаходимо еквівалентну масу h3ро4:
- •Приклад 8. Обчислити точну атомну масу металу, якщо питома теплоємність металу дорівнює 0,23 кДж/(кг к), а хлорид цього металу містить 61,2% металу.
- •Приклад 10. Визначити формулу речовини, якщо відомо, що її густина за воднем дорівнює 29, а масові частки елементів наступні: с – 82,76%, н – 17,24%.
- •Глава 2. Класи неорганічних сполук
- •2.1. Оксиди.
- •2.1.1. Способи одержання оксидів
- •2.1.2. Класифікація та хімічні властивості оксидів
- •2.2. Гідроксиди металів
- •2.2.1. Способи одержання гідроксидів
- •2.2.2. Хімічні властивості гідроксидів металів
- •2.3. Кислоти
- •2.3.1. Способи одержання кислот
- •2.3.2. Хімічні властивості кислот
- •2.4.1.Основні способи одержання солей
- •Контрольні завдання
- •Приклади виконання завдань і розв’язання задач
- •3.2. Корпускулярно-хвильова природа електрона
- •3.3. Принцип невизначеності
- •3.4. Періодичний закон
- •3.5. Періодична система елементів
- •3.6. Електронні хмари
- •3.7. Квантові числа
- •3.8. Принцип паулі
- •3.9. Послідовність заповнення електронами енерґетичних рівнів у багатоелектронних атомах
- •Контрольні завдання
- •Приклади виконання завдань і розв’язання задач
- •Приклад 8. Які найвищий та найнижчий ступені окислення у фосфору, сульфуру та хлору? Скласти формули сполук даних елементів, що відповідають цим ступеням окислення.
- •Приклад 12. Як залежать кислотно-основні властивості оксидів і гідроксидів від ступеня окиснення атомів елементів, що їх утворюють?
- •Приклад 13. Відомо, що кремній є неметалом з напівпровідниковими властивостями. Які властивості будуть виявляти алюміній і фосфор?
- •Приклад 15. Як змінюються властивості вищих оксидів елементів третього періоду?
- •4.1.1. Характерні властивості ковалентного зв’язку
- •4.1.1.1. Насиченість ковалентного зв’язку
- •Мал. 4.3. Різновиди σ-зв’язків.
- •Мал. 4.3. Різновиди π-зв’язків.
- •4.1.1.3. Полярність і поляризованість ковалентного зв’язку.
- •4.3. Водневий зв’язок
- •4.5. Міжчастинкові взаємодії
- •Контрольні завдання
- •Приклади виконання завдань і розв’язання задач Приклад 1. Довжина диполя молекули дорівнює 2,2 10-11 м. Обчисліть дипольний момент молекули.
- •Приклад 2. Обчислити довжину зв’язку в молекулі hBr, якщо між’я-дерні відстані у молекулах h2 та Br2 відповідно дорівнюють 7,4 · 10-11 м та 2,28 10-10 м.
- •Приклад 3. Яка гібридизація електронних хмар має місце в атомі карбону при утворенні молекули cf4? Якою є просторова конфігурація цієї молекули?
- •Приклад 4. Якими є валентні можливості атома фосфору в основному та збудженому станах?
- •Приклад 5. Визначте, що є донором електронної пари при утворенні йона bh4-.
- •Глава 5. Основи хімічної термодинаміки
- •5.2. Перший закон термодинаміки
- •5.3. Закони термохімії
- •5.4. Поняття про ентропію
- •5.5. Другий закон термодинаміки
- •5.6.Третій закон термодинаміки
- •5.7. Вільна енергія Ґіббса
- •Приклад 1. Складіть термохімічне рівняння реакції горіння 1 моль ацетилену, якщо при цьому виділяється 1255,61 кДж теплоти.
- •Приклад 3. Не здійснюючи обчислень, поясніть, як змінюється ентропія системи (s): а) при переході води в пару; б) у реакції:
- •Приклад 4. Обчисліть зміну енерґії Ґіббса у хімічній реакції
- •І зробіть висновки про можливість мимовільного перебігу даної реакції за стандартних умов.
- •Стандартні зміни енерґій Ґіббса простих речовин прийнято вважати рівними нулю. Для даної системи:
- •6.1. Поняття про швидкість хімічної реакції
- •6.2. Основний закон хімічної кінетики – закон діючих мас.
- •Межі застосування закону діючих мас.
- •6.3. Молекулярність реакції.
- •6.4. Порядок реакції.
- •6.5. Особливості кінетики гетероґенних реакцій.
- •6.6. Механізм хімічних реакцій.
- •6.7. Вплив температури на швидкість реакції. Правило Вант-Гоффа.
- •6.8. Рівняння Арреніуса. Енерґія активації
- •Вихідні Активов. Продукти
- •Мал.6.3. Енерґетична діаграма Мал.6.4. Розподіл молекул за
- •Глава 7. Хімічна рівновага.
- •7.1. Константа хімічної рівноваги
- •7.2. Зсув хімічної рівноваги. Принцип Ле-Шательє
- •7.3. Рівновага у гетероґенних системах
- •Константа рівноваги.
- •Глава 8. Поняття про каталіз.
- •8.1. Автокаталіз
- •8.2.Промотори та каталітичні отрути
- •8.3. Селективність каталізаторів
- •8.4. Механізми гомоґенного та гетероґенного каталізу
- •Підставляючи дані нашої задачі, одержуємо:
- •Глава 9. Розчини
- •9.1. Процес розчинення. Типи розчинів
- •9.2. Способи виразу концентрації речовин
- •9.3. Хімічна (гідратна) теорія розчинів д.І. Менделєєва
- •9.4. Теплові ефекти розчинення
- •9.5. Розчинність
- •Глава 10. Властивості розчинів
- •10.1. Тиск пари розчинника над розчином
- •10.2. Температури замерзання та кипіння розчинів
- •10.3. Осмотичний тиск
- •Глава 11. Електролітична дисоціація.
- •11.1. Основні положення теорії електролітичної дисоціації
- •11.2. Ступінь дисоціації
- •11.3. Слабкі електроліти. Константа дисоціації слабких електролітів
- •11.4. Вплив однойменних іонів на дисоціацію слабких електролітів
- •11.5. Розчини сильних електролітів
- •11.6. Електролітична дисоціація води. Йонний добуток води. Водневий показник
- •11.7. Поняття про індикатори
- •11.8. Іонні реакції
- •11.8. Гідроліз солей
- •Типові випадки гідролізу.
- •11.8.1. Ступінь і константа гідролізу
- •Глава 12. Комплексні сполуки
- •12.1. Основні положення координаційної теорії а.Вернера
- •12.2. Класифікація комплексних сполук
- •12.3. Номенклатура комплексних сполук
- •12.3.1. Назви катіонних комплексних сполук
- •12.3.2. Назви аніонних комплексних сполук
- •12.3.3. Назви нейтральних комплексних сполук
- •12.4. Ізомерія комплексних сполук
- •12.5. Дисоціація комплексних сполук
- •Якщо у гібридизації беруть участь d-орбіталі передостаннього рівня, тоді йон називається внутрішньоорбітальним. Іноді у комплексах проявляється йонно-дипольний зв’язок, наприклад в аквакомплексах.
- •Глава 13. Електрохімічні процеси
- •13.1. Хімічні процеси на електродах
- •13.2. Електродний потенціал
- •13.3. Електрохімічний ряд напруг металів
- •13.4. Гальванічний елемент
- •13.5. Окисні й відновні потенціали
- •13.6. Рівняння Нернста
- •13.7. Акумулятори
- •13.8. Паливні елементи
- •13.9. Електроліз
- •13.9.1. Закони Фарадея
- •1. Кількість речовини, що виділяється на електроді під час електролізу, пропорційна кількості електрики, яка пройшла крізь електроліт.
- •2. Однакова кількість електрики виділяє на електродах під час електролізу еквівалентну кількість різних речовин.
- •13.10. Корозія металів
- •0,01 Моль/л 0,1 моль/л
- •Глава 14. Окисно-відновні реакції складання рівнянь окисно-відновних реакцій
- •Контрольні завдання
- •Додатки
- •Додаток 6 – Перехідні коефіцієнти
- •Предметний покажчик
- •Відновлення 18-19, 77, 81, 124, 126, 128, 135-139
- •Водень 14, 17, 37, 75, 125, 130-132, 139
- •Ізомерія 119
- •Лантаноїди 25
- •Натрій 20-21, 69, 89
- •Термодинамічні 8, 54
- •Атомів 33, 50
- •Список рекомендованої літератури
- •Глава 1. Основні поняття та закони хімії ........................ 5
Глава 12. Комплексні сполуки
Комплексними або координаційними називаються сполуки, у вузлах кристалічної решітки яких знаходяться агрегати йонів і молекул, здатні до самостійного існування у розчині.
12.1. Основні положення координаційної теорії а.Вернера
Наукову теорію, яка пояснює будову та властивості координаційних сполук було сформульовано у 1883 році швейцарським хіміком А. Вернером. Згідно із координаційною теорією А.Вернера у молекулі будь-якої комплексної сполуки один з атомів або йонів, найчастіше позитивно заряджений, займає центральне місце й називається комплексоутворювачем або центральним атомом (чи йоном). Молекули чи йони, розміщені навколо центрального атома називаються лігандами або адендами. Вони складають внутрішню (координаційну) сферу. А йони, що не розмістилися у координаційній сфері та знаходяться на дальшій відстані від комплексоутворювача, утворюють зовнішню сферу комплексної сполуки. Ємність або дентатність ліганду визначається числом місць, які він займає у внутрішній (координаційній) сфері комплексу. Розрізняють монодентатні ліганди (F-, Cl-, Br-, I-, CN-, SCN-, N3-, NO2- H2O, NO, CO, тощо), бідентатні (CO32-, C2O42-, SO42-, SO32-, α-амінокислоти, тощо) та полідентатні, існують ліганди зі змінною ємністю (наприклад S2O32- може бути як бідентатним так і монодентатним). Полідентатні ліганди, які утворюють комплекси з центральним атомом стехіометрично моль на моль (незалежно від заряду комплексоутворювача) називаються комплексонами. Число, яке показує скільки координаційних зв’язків утворили ліганди навколо комплексоутворювача називається координаційним числом (к.ч.). Межі внутрішньої сфери комплексу позначають квадратними дужками. Якщо внутрішня сфера комплексу у значній мірі зберігає стабільність при розчиненні, то йони, які перебувають у зовнішній сфері комплексу легко відщеплюються. Наприклад:
K2[PtCl6] ↔ 2K+ + [PtCl6]2-
Зовн. Внутр. Йонний
сфера сфера зв’язок
Координаційна теорія Вернера є наріжною у хімії комплексних сполук і донині. У розвитку хімії комплексних сполук значну роль відіграли праці радянських, російських і українських вчених: Чугуєва, Черняєва, Бабка, Голуба, Скопенка та інших.
Комплексоутворювачами можуть бути атоми або катіони металів, найчастіше d- та f-елементів. Іноді у ролі комплексоутворювачів можуть виступати і неметали: В3+, Si4+, N3-. Лігандами можуть бути негативно заряджені йони кислотних залишків і гідроксилів, нейтральні неорґанічні молекули (H2O, NO, CO, NH3, тощо), молекули та радикали багатьох орґанічних речовин.
Координаційні числа центральних атомів можуть змінюватися у різних комплексних сполуках від 2 до 10. Найчастіше трапляються сполуки із координаційними числами 2, 4 та 6. Оскільки однакові координаційні числа мають різні за своєю природою та електронною будовою комплексоутворювачі, то координаційні числа мають ще й просторову інтерпретацію, наприклад, координаційне число 4 може відповідати тетраедричній та квадратній координації лігандів.
А.Вернер прийшов до висновку, що заряд центрального атома є основним чинником, що впливає на координаційне число. Дуже часто координаційне число дорівнює подвоєному ступеневі окислення комплексоутворювача. Однак, із цього правила існує чимало винятків. Окрім того, один і той же комплексоутворювача може мати декілька координаційних чисел, наприклад Al3+ має координаційні числа 6 і 4. Тобто координаційне число, окрім заряду комплексоутворювача, ще залежить від його електронної будови, радіуса, а також від умов утворення комплексної сполуки.
Ступінь окислення комплексоутворювача розраховують, виходячи з того, що молекула (чи формульна одиниця) загалом є електронейтральною, тобто сума зарядів усіх частинок, що входять до складу формульної одиниці, дорівнює нулю. Наприклад:
K3[Fe(CN)6] ↔ 3K+ + [Fe(CN)6]3-;
Заряд (ступінь окислення) к.у. – х; 3 · 1 + х + 6 · (–1) = 0; х = 3.
[Cd(NH3)4]SO4 ↔ [Cd(NH3)4]2+ + SO42-;
Заряд (ступінь окислення) к.у. – х; х + 4 · 0 + (–2) = 0; х = 3.
Заряд комплексного йона дорівнює зарядові йонів зовнішньої сфери з протилежним знаком: K3[Со(NО2)6] ↔ 3K+ + [Со(NО2)6]3-;