- •Часть 1
- •Изучаемые вопросы:
- •1. Предмет химии. Значение химии в изучении природы и развитии техники
- •Атомная масса (атомный вес) природного элемента. Изотопный состав элементов. Дефект массы.
- •2. Основные количественные законы химии
- •Вопросы для самоконтроля
- •Литература
- •Лекция 3-5 (6 ч)
- •Тема 3. Агрегатное состояние вещества
- •Изучаемые вопросы:
- •3.1. Общая характеристика агрегатного состояния вещества
- •3.2. Газообразное состояние вещества. Законы идеальных газов. Реальные газы
- •3.3. Характеристика жидкого состояния вещества
- •3.4. Характеристика твёрдого состояния
- •Характеристики некоторых веществ
- •3.5. Типы кристаллических решёток
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Вопросы для самостоятельной работы:
- •Литература:
- •Лекция 6-8 (6 ч)
- •Тема 1. Строение вещества. Периодическая система элементов д. И. Менделеева
- •Изучаемые вопросы:
- •1.1. Современная модель строения атома
- •1.2. Квантовые числа
- •Орбитальное квантовое число 0 1 2 3 4
- •1.3. Строение многоэлектронных атомов
- •1.4. Периодические свойства элементов
- •1.5. Периодическая система элементов д. И. Менделеева
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Литература:
- •Лекция 9-11 (6 ч)
- •Тема 2. Химическая связь и взаимодействия между молекулами
- •Изучаемые вопросы:
- •2.1. Общая характеристика химической связи
- •2.2. Типы химической связи
- •2.3.Типы межмолекулярных взаимодействий
- •2.4. Пространственная структура молекул
- •Число гибридных орбиталей равно числу исходных. При смешении s и р-орбиталей образуется две sp-гибридных орбитали, угол между осями которых равен 180°.
- •Метод валентных связей
- •Метод молекулярных орбиталей
- •Химическая связь в комплексных соединениях
- •Координационная теория Вернера
- •Номенклатура комплексных соединений
- •Диссоциация комплексных соединений
- •Природа химической связи в комплексах
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Вопросы для самостоятельной работы:
- •Литература:
- •Лекции 12-13 (4 ч)
- •Тема 4. Энергетика химических процессов
- •Изучаемые вопросы:
- •4.1. Общие понятия термодинамики
- •4.2. Первый закон (начало) термодинамики. Внутренняя энергия системы. Энтальпия системы
- •4.3. Термохимия. Тепловые эффекты химических реакций
- •4.4. Закон Гесса и следствия из него
- •I путь.
- •II путь.
- •4.5. Основные формулировки второго закона (начала) термодинамики
- •4.6. Принцип работы тепловой машины. Кпд системы
- •4.7. Свободная и связанная энергии. Энтропия системы
- •4.8. Энергия Гиббса, энергия Гельмгольца и направленность химических реакций
- •Для определения температуры (Тр), выше которой происходит смена знака энергии Гиббса реакции, можно воспользоваться условием
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Литература:
- •Лекции 14-15 (4 ч)
- •Тема 5. Химическая кинетика и катализ
- •Изучаемые вопросы:
- •5.1. Понятие о химической кинетике
- •5.2. Факторы, влияющие на скорость химических реакций. Закон действующих масс
- •5.3. Классификация химических реакций по молекулярности и по порядку
- •5.4. Кинетические уравнения реакци первого и второго порядка
- •Поле интегрирования
- •5.5. Теория активизации молекул. Уравнение Аррениуса
- •5.6. Особенности каталитических реакций. Теории катализа
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Литература:
- •Лекция 16 (2 ч)
- •Тема 6. Химическое равновесие
- •Изучаемые вопросы:
- •6.1. Обратимые и не обратимые реакции. Признаки химического равновесия
- •6.2. Константа химического равновесия
- •6.3. Факторы, влияющие на химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье
- •6.4. Правило фаз Гиббса. Диаграмма состояния воды
- •Правило фаз для воды имеет вид
- •6.5. Понятие о химическом сродстве веществ. Уравнения изотермы, изобары и изохоры химических реакций
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Лекции 15-17 (6 ч)
- •Тема 7. Растворы. Дисперсные системы
- •Изучаемые вопросы:
- •7.1. Сольватная (гидратная) теория растворения
- •7.2. Общие свойства растворов
- •7.3. Типы жидких растворов. Растворимость
- •7.4. Свойства слабых электролитов
- •7.5. Свойства сильных электролитов
- •7.6. Классификация дисперсных систем
- •7.7. Получение коллоидно-дисперсных систем
- •7.8. Устойчивость коллоидных растворов. Коагуляция. Пептизация
- •7.9. Свойства коллоидно-дисперсных систем
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Литература:
- •Лекция 13 (2ч)
- •Тема 8. Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства вещества
- •Изучаемые вопросы:
- •8.1. Особенности обменных процессов
- •8.2. Особенности окислительно-восстановительных процессов
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Литература:
- •Лекции 14-15 (4 ч)
- •Тема 9. Электрохимические системы
- •Изучаемые вопросы:
- •9.4. Электродвижущая сила гальванического элемента.
- •9.1. Общие понятия электрохимии. Проводники первого и второго рода
- •9.2. Понятие об электродном потенциале
- •9.3. Гальванический элемент Даниэля-Якоби
- •9.4. Электродвижущая сила гальванического элемента
- •9.5. Классификация электродов
- •9.6. Поляризация и перенапряжение
- •9.7. Электролиз. Законы Фарадея
- •9.8. Коррозия металлов
Номенклатура комплексных соединений
Комплексные соединения называются по Международной (Женевской) номенклатуре, исходя из следующих правил:
I. Комплексное соединение мысленно разбивается на внешнюю и внутреннюю сферы. Каждая сфера называется отдельным словом, причем вначале дается название аниона, а потом катиона:
K[Al (OH)6]-3 - гексагидроксоалюминат калия;
[Zn(NH3)4]+2(OH)- гидроксид тетраамминцинка.
II. Комплекс называется следующим образом:
а) название дается в строчку одним словом;
б) сначала перечисляются лиганды с указанием их числа в комплексе;
в) лигнады-анионы называются с добавлением окончания ”о” :
OH- - гидроксо,
F- - фторо,
Cl- - хлоро,
SO - сульфато,
г) нейтральные лиганды называются так же как молекулы: Cl2 - хлор, F2 - фтор и т.д. (исключения: H2O - аква, NH3 - аммин, CO - карбонил);
д) после перечисления лигандов дается название комплексообразователя с указанием его заряда (см. пункт III).
III. a) Если комплекс вцелом положительно заряжен, то комплексообразователь называется по-русски в родительном падеже:
[Co+2(H2O)]SO - сульфат гексааквакобальта (+2);
[Cr+3(H2O)Br]+NO - нитрат дибромотетрааквахрома (+3);
[Ni+2(NH3)]+2Cl - хлорид тетраамминникеля (+2).
б) если комплекс заряжен отрицательно, то название комплексообразователя дается по-латыни с оканчанием “ат”:
Na[Cu(OH)]-2 - тетрагидроксокупрат (+2) натрия;
K[Fe(CN)] - гексацианоферрат (+3) калия;
Ba[Sn+4F]-4 - октафторостаннат (+4) бария.
в) если комплекс не заряжен, то комплексообразователь называется по-русски в именительном падеже:
[Fe0(CO)] - пентакарбонилжелезо (0);
[Pt+2(NH3)Cl] - дихлордиамминплатина (+2).
Диссоциация комплексных соединений
Многие комплексные соединения, имеющие внешнюю сферу, хорошо растворимы в воде. Все они являются сильными электролитами при диссоциации по первой ступени (так называемая первичная диссоциация).
Первичная диссоциация - это распад комплексного соединения на комплексный ион и ионы внешней сферы. Именно первая ступень диссоциации комплексного соединения определяет его принадлежность к тому или иному классу неорганических соединений:
[Ag(NH3)2]OH = [Ag(NH3)2]+ + OH- - основание;
K3[Al(OH)6] = 3K+ + [Al(OH)6]-3 - соль;
H2[SiF6] = 2H+ + [SiF6]-2 - кислота.
Комплексные ионы так же подвергаются диссоциации (вторичная диссоциация), но все они являются слабыми электролитами:
[Ag (NH3)2]+ [Ag(NH3)]+ + NH3 ,
[Ag(NH3)]+ Ag+ + NH3 .
Суммарное уравнение: [Ag(NH3)2]+ Ag+ + 2NH3 .
Константа диссоциации, найденная для суммарного уравнения, называется константой нестойкости комплекса:
Kн ([Ag(NH3)2])+ = .
Чем меньше значение Кн , тем менее данный комплекс подвержен электролитической диссоциации, тем более он устойчив в растворе.
Природа химической связи в комплексах
В комплексных соединениях химическая связь между ионами внешней сферы и комплексом является ионной.
Внутри комплекса характер связей иной: комплексообразователь и лиганды образуют между собой ковалентные связи по донорно-акцепторному механизму. Причем, в подавляющем большинстве случаев, лиганды являются донорами электронных пар, а комплексообразователь представляет свободные орбитали (т.е. является акцептором). Такой механизм хорошо описывается с позиций метода валентных связей (МВС).
Но перед тем как перейти к рассмотрению химической связи с точки зрения МВС, полезно познакомиться с электростатической моделью.
Электростатические представления были разработаны Косселем и Магнусом с 1916 - 1922 гг, т.е. до появления квантовой химии как науки. В основу этих представлений положена следующая модель: положительно заряженный ион комплексообразователя находится в центре комплекса. Комплексообразователь является шаром, который окружен лигандами (отрицательно заряженными или незаряженными) то же шарообразной формы. Далее рассчитывается энергия притяжения между лигандами и комплексообразователем и энергия отталкивания между лигандами. Расчет приводит к следующим результатам (правилам):
1. Комплексообразователи, имеющие заряд +1 должны образовывать устойчивые комплексы с КЧ=2 или 3, заряд +2 с КЧ=4, заряд +3 с КЧ=4 или 6.
2. Чем больше заряд комплексообразователя, тем более устойчивы его комплексы с данными лигандами.
3. Чем больше по размеру лиганды, тем меньшее по величине КЧ склонен иметь комплексообразователь.
4. В комплексах с нейтральными лигандами комплексообразователь склонен к проявлению больших КЧ, по сравнению с КЧ в случае лигандов - анионов.
Перечисленные выше правила в ряде случаев не срабатывают, причем наибольшее число исключений известно для правила № 1. Так, например, ион Fe+2 должен иметь характерное КЧ=4, но почти во всех устойчивых комплексах КЧ (Fe+2)=6 ( [Fe(CN)6]-4 и т.д.)
Электростатические представления абсолютно неприменимы для комплексных частиц, в которых комплексообразователем является незаряженная частица (атом) - [Fe(CO)5]; [Ni(CO)4] и т.д. Электростатическая модель не объясняет пространственное строение многих комплексов, а так же их магнитные и оптические свойства.
Химическое строение комплексных частиц достаточно хорошо описывается с позиций валентных связей (МВС). По МВС комплексообразование является следствием перекрывания атомных орбиталей лигандов с гибридными атомными орбиталями комплексообразователя. Взаимодействие носит донорно-акцепторный характер (лиганды-доноры электронных пар, а комплексообразователь - акцептор). Геометрия комплекса (пространственное строение) определяется типом гибридизации атома или иона комплексообразователя. Тип гибридизации определяет так же КЧ комплексообразователя.
Тип гибридизации |
Фигура, образованная частицами лигандов |
КЧ |
Примеры комплексов |
sp |
Прямая линия
|
2 |
[Ag(NH3)2]+; [Ag(S2O3)-]-3 |
sp2 |
Треугольник
|
3 |
[Sn(OH)3]- |
sp3 |
Тетраэдр
|
4 |
[Cu(NH3)4]+2; [Zn(OH)4]-2 |
sp2d |
Квадрат
|
4 |
[Pt(NH3)4]+2; [AuCl4]- |
sp3d |
Треугольная бипирамида
|
5 |
[Fe(CO)5] |
sp3d2 |
Октаэдр
|
6 |
[Fe(CN)6]-3; [Al(OH)6]-3 |