- •Глава 1. Введение в химию 4
- •Глава 2. Электронное строение атомов 18
- •Глава 3. Химическая связь 33
- •Глава 4. Химическая термодинамика 53
- •Глава 5. Химическая кинетика 69
- •Глава 6. Растворы 83
- •Глава 7. Химические источники тока 113
- •Глава 8. Химические свойства элементов 132
- •Глава 9. Координационные соединения 162
- •Глава 1. Введение в химию
- •1.1. Понятие об атомах
- •1.2. Молекулы, радикалы и ионы
- •1.3. Номенклатура неорганических соединений
- •1.4. Законы стехиометрии
- •1.5. Химические реакции
- •Способы получения солей
- •Способы получения оксидов
- •Способы получения кислот
- •Способы получения оснований
- •Глава 2. Электронное строение атомов
- •2.1. Корпускулярно-волновые свойства частиц
- •2.2. Квантовые числа электрона
- •2.3. Заполнения атомных орбиталей
- •2.4. Электронные формулы элементов
- •2.5. Периодическая система элементов
- •2.5.1. Электронные конфигурации атомов периодической таблицы
- •2.6. Периодичность атомных характеристик
- •2.6.1. Ионные радиусы элементов
- •Глава 3. Химическая связь
- •3.1. Химическая связь
- •3.2. Типы химических связей
- •3.3. Современные представления о химической связи
- •3.3.1. Метод молекулярных орбиталей (ммо)
- •3.3.2. Двухатомные гомоядерные молекулы
- •3.3.3. Свойства двухатомных молекул p-элементов II периода
- •3.3.4. Многоатомные молекулы
- •3.3.5. Метод валентных связей (мвс)
- •3.3.6. Сравнительная характеристика ммо и мвс
- •3.3.7. Метод Гиллеспи–Найхолма
- •Глава 4. Химическая термодинамика
- •4.1. Введение в термодинамику
- •4.2. Энтальпия
- •4.3. Введение в термохимию
- •4.4. Закон Гесса
- •4.5. Энтропия
- •4.6. Энергия Гиббса
- •4.7. Химическое равновесие
- •4.8. Принцип Ле Шателье
- •4.8.1. Константы диссоциации кислот и оснований
- •4.8.2. Константы комплексообразования
- •Глава 5. Химическая кинетика
- •5.1. Скорость химических реакций
- •5.2. Закон действующих масс
- •5.3. Порядок химических реакций
- •5.4. Температура и скорость реакции
- •5.5. Катализ
- •5.6. Сложные реакции
- •5.6.1. Обратимые реакции
- •5.6.2. Последовательные реакции
- •5.6.3. Параллельные реакции
- •5.6.4. Цепные реакции
- •5.6.5. Фотохимические реакции
- •Глава 6. Растворы
- •6.1. Классификация растворов
- •6.2. Концентрация растворов
- •6.3. Растворы неэлектролитов
- •6.3.1. Закон Генри
- •6.3.3. Осмос
- •6.4. Растворы слабых электролитов
- •6.4.1. Водородный показатель pH
- •6.5. Растворы сильных электролитов
- •6.6. Кислотно-основные свойства химических соединений
- •6.7. Гидролиз солей
- •6.8. Произведение растворимости
- •6.9. Равновесие в гетерогенных системах
- •6.9.1. Диаграммы плавкости
- •Глава 7. Химические источники тока
- •7.1. Типы окислительно-восстановительных реакций
- •7.2. Электродные потенциалы и электродвижущие силы. Стандартный водородный электрод
- •7.2.1. Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы
- •7.3. Классификация электродов
- •7.3.1. Электроды первого рода
- •.3.2. Электроды второго рода
- •7.3.3. Ионоселективные электроды
- •7.4. Химические источники тока
- •7.4.1. Типы гальванических элементов
- •7.5. Электрохимическая коррозия
- •Глава 8. Химические свойства элементов
- •8.1.1. Водород и его соединения. Гелий
- •8.1.2. Водородные соединения
- •8.1.3. Оксиды, пероксиды и гидроксиды
- •8.2.1. Важнейшие характеристики p-элементов
- •8.2.2. Гидроксиды
- •8.2.3. Отличия соединений p-элементов второго и третьего периода
- •8.2.4. Водородные соединения
- •8.2.5. Оксиды, бориды, карбиды, силициды и нитриды
- •8.2.6. Интерметаллические соединения
- •8.2.7. Благородные газы
- •8.3.1. Соединения d-элементов с легкими неметаллами
- •8.4.1. Лантаноиды
- •8.4.2. Актиноиды
- •Глава 9. Координационные соединения
- •9.1. Общие сведения о координационных соединениях
- •9.2. Изомерия координационных соединений
- •9.3. Устойчивость координационных соединений в растворах
- •9.4. Химическая связь в координационных соединениях
- •9.4.1. Метод валентных связей
- •9.4.2. Теория кристаллического поля
- •9.4.3. Теория поля лигандов
- •9.5. Электронная конфигурация комплексообразователя
- •9.6. Реакции с участием координационных соединений
- •9.7. Координационные соединения p- и s-элементов
Глава 9. Координационные соединения
9.1. Общие сведения о координационных соединениях
Координационные (комплексные) соединения относятся к многочисленному классу соединений, в состав которых могут входить как неорганические, так и органические соединения в виде нейтральных или заряженных чатиц. По своей многочисленности они занимают второе место после органических соединений.
К координационным относят любое соединение, образованное присоединением одного или нескольких ионов или молекул к одному или более ионам или молекулам. Поэтому такое известное соединение как нашатырь относится к координационным, в котором роль центрального атома играет азот. Формально такие анионы как можно считать координационными: тетрагидридоборат(III), тетраоксосульфат(VI), гексафторосиликат(IV).
Современная координационная химия связана с именем швейцарского химика А. Вернера, сформулировавшего основные положения координационной теории (1893 г.).
Координационными называют соединения, содержащие в одном из агрегатных состояний группу ионов или нейтральных молекул (лигандов), в определенном порядке размещенных (координированных) вокруг атома (иона) – комплексообразователя.
Система комплексообразователь–лиганды называется внутренней координационной сферой, обычно отделяемой квадратными скобками от внешней координационной сферы: K4[Fe(CN)6], [Cr(NH3)6]Cl3, [PtCl2(NH3)2], [Cr(CO)6].
Формула координационного иона или молекулы записывается, как правило, слева направо в следующей последовательности: центральный атом (ион), анионные, затем нейтральные лиганды с указанем их числа в виде правого нижнего индекса: [MLmXn]q.
Координационные соединения бывают катионные [Cr(NH3)]Cl3, анионные K4[Fe(CN)6], катион-анионные [Cr(NH3)6] [Fe(CN)6] и нейтральные [PtCl2(NH3)2].
Название координационного соединения электролита начинается с аниона, употребляемого в именительном падеже, затем следует название катиона в родительном падеже. Число лигандов каждого вида обозначается греческими приставками ди-, три-, тетра-, пента-, гекса-. Название комплексного аниона составляется из перечисления лигандов, корня латинского наименования центрального атома и суффикса -ат; в скобках римской цифрой обозначается степень его окисления или заряд координационного иона: K2[CuCl4] – тетрахлорокупрат (II) калия; в комплексном катионе металлу-комплексообразователю дается русское название: [Cr(H2O)6]Cl3 – хлорид гексааквахрома (III). Название координационной частицы начинается с перечисления лигандов в алфавитном порядке в последовательности, обратной записи (справа налево). Лиганды сохраняют обычные названия, к анионным лигандам добавляется суффикс «-о», (CH3COO– – ацетато-, F– – фторо-, OH– – гидроксо-), кроме NH3 – аммин-, H2O – аква-, CO – карбонил-, NO – нитрозил-. Например: [Co(NO2)2(NH3)4]Cl – хлорид тетрамминдинитритокобальта(III), [PtCl4(H2O)2] – диакватетрахлорплатина (IV), [Cr(NH3)6][Fe(CN)6] – гексацианоферрат (III) гексамминхрома (III), K3[AlF6] – гексафтороалюминат (III) калия или гексафтороалюминат (III–) калия.
Важнейшим параметром комплексообразователя и всего координационного соединения является координационное число (кч), которое наряду со степенью окисления в комплексных соединений служит еще одной его характеристикой.
Координационным числом называют число атомов лигандов, непосредственно присоединенных к центральному атому. Лиганды характеризуются дентатностью (от английского «dent» – зуб). К лигандам, способным занимать только одно координационное место (монодентатным), относятся H2O, NH3, C5H5N – пиридин (py), другие полярные молекулы (PPh3), однозарядные анионы CN–, Hal–, OH– и т. п. Некоторые лиганды могут занимать более одного координационного места, если содержат два и более донорных (со свободной электронной парой) атома. Такие лиганды называют многодентатными: NH2–CH2–CH2–NH2 (en) – этилендиамин, NH2–CH2–COO– (gly) – глицинат.
С учетом дентатности координационное число атома-комплексообразователя равно произведению числа лигандов во внутренней координационной сфере комплекса на их дентатность.