Металлическая связь. Условия образования металлической связи, механизм образования, свойства связи

Характерна для элементов, атомы которых на внешнем уровне имеют мало валентных электронов, слабо удерживающихся в атоме и большое количество энергетически близких свободных орбиталей. Это создает условия для свободного перемещения электронов по орбиталям атомов металла. Т.о. металлическая связь – это связь между ионами металла, осуществляемая за счет общих электронов, свободно перемещающихся по кристаллу. Слабо связанные с ядрами атомов оторвавшиеся валентные электроны соединяются с «+» ионами и образуют временно атомы, потом снова отрываются и соединяются уже с другими ионами и т.д. Эти электроны называются «обоществленными», т.е. принадлежащие всем атомам одновременно – «электронный газ»

В кристаллической решетке металлов существует большая свобода перемещения электронов: одни из атомов будут терять свои электроны, а образующиеся ионы могут принимать эти электроны из «электронного газа». Как следствие, металл представляет собой ряд положительных ионов, локализованных в определенных положениях кристаллической решетки, и большое количество электронов, сравнительно свободно перемещающихся в поле положительных центров. В этом состоит важное отличие металлических связей от ковалентных, которые имеют строгую направленность в пространстве.

В чистом виде МС характерна для металлов щелочных и щелочноземельных. У многих металлов между соседними атомами возникают и ковалентные связи, т.е. в кристалле обычно наблюдается комбинация ковалентной и металлической связей.

Важнейшим признаком металлов считают высокую электропроводность, которая уменьшается с ростом температуры. Электроны в металле беспорядочно движутся, переходя от одного атома к другому. А положительно заряженные ионы лишь слегка колеблются около своего положения в кристаллической решетке. Благодаря наличию свободных, не связанных с определенными атомами электронов, металлы хорошо проводят электрический ток и тепло. При нагревании металла колебания катионов усиливаются. Электронам труднее продвигаться между ними, поэтому электрическое сопротивление металла увеличивается.

Наличие свободных электронов обусловливают высокую теплопроводность металлов и характерный металлический блеск. Их высокая пластичность и ковкость связаны с возможностью взаимного смещения катионов в металлической кристаллической решетке без разрыва химической связи.

Водородная связь. Условия образования водородной связи, механизм образования, свойства связи.

Водородная связь (ВС) - это своеобразная химическая связь. Она может быть межмолекулярной и внутримолекулярной.

Межмолекулярная ВС возникает между молекулами, в состав которых входят водород и сильно электроотрицательный элемент - фтор, кислород, азот, реже хлор, сера. Поскольку в такой молекуле общая электронная пара сильно смещена от водорода к атому электроотрицательного элемента, а положительный заряд водо­рода сконцентрирован в малом объеме, то протон взаимодействует с неподеленной электронной парой другого атома или иона, обобществ­ляя ее. В результате образуется вторая, более слабая связь, получив­шая название водородной.

Обычно ВС обозначают точками и этим указывают, что она намного слабее ковалентной связи (примерно в 15-20 раз). Тем не менее она ответственна за ассоциацию молекул.

ВС присутствует в спиртах, карбоновых кислотах, аминах, фенолах, белках и др. соединениях

Механизм образования ВС. ВС имеет частично электростатический, частично донорно-акцепторный характер. При этом донором является электроотрицательный элемент, а акцептором – Н. Н-F…H-F связь в молекуле HF сильно полярная и у Н освобождается орбиталь, .т.е. он превращается в ион +. На эту орбиталь попадают неподеленные электронные пары атомов F соседней молекулы. У F 2S22P5

.... .. ..

H+ :F: H+ :F: à H+ :F

::

H− :F:, F – донор, Н - акцептор

.... .. ..

 

Наличием водородных связей объясняется более высокая температура кипения воды (100оС) по сравнению с водородными соединениями элементов подгруппы кислорода (Н2S, Н2Sе, Н2Те). В случае воды надо затратить дополнительную энергию на разрушение водородных связей.

Сильные водородные связи между молекулами воды препятствуют ее плавлению и испарению.

Водородные связи являются причиной и другого уникального свойства воды - при плавлении ее плотность возрастает. В структуре льда каждый атом кислорода связан через атомы водорода с четырьмя другими атомами кислорода - из других молекул воды. В результате образуется очень рыхлая "ажурная" структура. Вот почему лед такой легкий.

При замерзании вода расширяется и занимает больший объем. Плотность льда (0,92 г/мл) - меньше, чем плотность жидкой воды. Поэтому лед плавает на поверхности воды. Если бы у льда была более высокая плотность, по мере замерзания он опускался бы на дно, что сделало бы жизнь в водоемах зимой невозможной.

Внутримолекулярная ВС характерна для многих органических веществ. Это связь, объединяющая части одной и той же молекулы, например, белков. Наиболее важный пример, где присутствует внутримолекулярная ВС – молекула ДНК – нити двойной спирали связаны между собой водородной внутримолекулярной связью.

 

Окислительно-восстановительные реакции: определение ОВР, типы ОВР. Характеристика окислителей и восстановителей. Метод электронного баланса. Метод ионно-электронного баланса. Биологическое значение ОВР.

Все химические реакции можно разделить на два типа.

1 - реакции, протекающие без изменения степени окисления атомов, входящих в состав

реагирующих веществ.

2 - ОВР реакции, т.е, реакции, идущие с изменением степени окисления атомов в молекуле.

(про степень окисления – вопрос 9)

Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными.

Сущности процессов окисления и восстановления:

1. Окислением называется процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом.

Например:

Al – 3e- = Al3+ Fe2+ - e- = Fe3+

H2 – 2e- = 2H+ 2Cl- - 2e- = Cl2

При окислении степень окисления повышается.

2. Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом.

Например:

S + 2е- = S2- Сl2 + 2е- = 2Сl- Fe3+ + e- = Fe2+

При восстановлении степень окисления понижается.

3. Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны называются восстановителями. Во время реакции они окисляются. Ато­мы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, называются окислителями. Во время реакции они восстанавливаются. Так как атомы, молекулы и ионы входят в состав определенных ве­ществ, то и эти вещества соответственно называются восстановителями или окислителями. Окислительными свойствами обладают вещества, которые содержат в своем составе атомы, находящиеся в высшей степени окисления (они способны её только понижать), а также вещества, содержащие атомы в промежуточной с.о., или простые вещества – неметаллы. Восстановительными свойствами обладают вещества, которые содержат в своём составе атомы, находящиеся в низшей с.о., а также атомы в промежуточной с.о., или простые вещества – металлы и неметалы.

4. Окисление всегда сопровождается восстановлением, и наоборот, восстановление всегда связано с окислением, что можно выразить уравнениями:

Восстановитель – е- Окислитель

Окислитель + е- Восстановитель

 

Поэтому окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов - окисления и восстановле­ния.

Число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем.

При этом, независимо от того, переходят ли электроны с одного атома на другой полностью или же лишь частично оттягиваются к одному из атомов, условно говорят только об отдаче и присоединении электронов.

Зная СО соединений, м предсказать – окислительные или восстановительные свойства оно проявит: сера:

+1 -2 +1 +4 -2 +1 +6 -2

Н2SH2SO3H2SO4 - в 1-м – это ее низшая СО=> в химических реакциях будет восстановителем. 2 – средняя СО, в зависимости от среды и партнера может выступать как в роли окислителя, так и восстановителя. 3 – более S не может повысить свою СО, => будет окислителем в этом соединении.

 

Типы ОВР:

1 – Межмолекулярные ОВР- такие ОВР, в которых меняют СО атомы, находящиеся в разных веществах: 0 +2 -2 +4 -2 0

C +CuOàCO2+Cu

 

2 – Внутримолекулярные ОВР - в которых меняют СО атомы разных элементов, находящиеся в одном веществе: +1 +5 -2 +1 -1 0

KClO3àKCl+O2

3 – Реакции диспропорционирования - такие ОВР, в которых атом одного и того же элемента дважды меняет СО: 0 +1 -2 +1 -1 +1 +1 -2

Cl2+H2OàHCl+HClO

Они возможны только в том случае, если вещество находится в промежуточной СО.

Среди простых веществ окислительные свойства характерны для типичных неметаллов (F₂, Cl₂, Br₂, I₂, O₂, O₃). Галогены, выступая в качестве окислителей, приобретают степень окисления –1, причем от фтора к иоду окислительные свойства ослабевают. Кислород, восстанавливаясь, приобретает степень окисления –2 (H₂O или OH^–).

Сложные вещества, используемые в качестве окислителей, очень часто, содержат элементы в высшей степени окисления. Например:

+7 +6 +5 +7

KMnO4 K2Cr2O7 HNO3 KClO4

Среди кислородсодержащих кислот и их солей к наиболее важным окислителям относятся концентрированная серная кислота, азотная кислота и нитраты, перманганаты MnO₄^–, хроматы CrO₄^2– и дихроматы Cr₂O₇^2–, кислородсодержащие кислоты галогенов (например, HClO) и их соли (например, KClO₃).

Хроматы и дихроматы, выступая в роли окислителей, в кислой среде восстанавливаются с образованием ионов Cr³⁺. Поскольку в кислой среде равновесие

2CrO₄^2– + 2H⁺ Cr₂O₇^2– + H₂O

смещено вправо, то окислителем служит ион Cr₂O₇^2–. Например:

K₂Cr₂O₇ + Na₂SO₃ + 4H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + Na₂SO₄ + 7H₂O

Концентрированная серная кислота проявляет окислительные свойства за счет серы в высшей степени окисления +6. Продуктами восстановления серы могут быть: SO₂ (степень окисления серы +4), сера – простое вещество (степень окисления серы 0), сероводород (степень окисления серы –2).

Азотная кислота проявляет окислительные свойства за счет азота в высшей степени окисления +5, причем окислительная способность HNO₃ усиливается с ростом ее концентрации. Состав продуктов восстановления азотной кислоты зависит от активности восстановителя, концентрации кислоты и температуры системы; чем активнее восстановитель и ниже концентрация кислоты, тем глубже происходит восстановление азота.

Кислородсодержащие кислоты галогенов (например, HClO, HClO₃, HBrO₃) и их соли, действуя в качестве окислителей, обычно восстанавливаются до степени окисления галогена –1 (в случае хлора и брома) и 0 (в случае иода).

Водород в степени окисления +1 выступает как окислитель преимущественно в растворах кислот (как правило, при взаимодействии с металлами, расположенными в ряду напряжений до водорода):

Zn + H₂SO₄ (разб.) = ZnSO₄ + H₂­

При взаимодействии с сильными восстановителями в качестве окислителя может проявлять себя и водород, входящий в состав воды:

2H₂O + 2Na = 2NaOH + H₂­

H₂O + NaH = NaOH + H₂­

Ионы металлов, находящихся в высшей степени окисления (например, Fe³⁺, Hg²⁺, Cu²⁺), выполняя функцию окислителей, превращаются в ионы с более низкой степенью окисления:

2FeCl₃ + H₂S = 2FeCl₂ + S + 2HCl

2HgCl₂ + SnCl₂ = Hg₂Cl₂ + SnCl₄.

Среди простых веществ к типичным восстановителям принадлежат активные металлы (щелочные и щелочноземельные, алюминий, цинк, железо и др.), а также некоторые неметаллы, такие как водород, углерод (в виде угля или кокса), фосфор, кремний. При этом в кислой среде металлы окисляются до положительно заряженных ионов. В щелочной среде металлы, которые образуют амфотерные гидроксиды (например, цинк, алюминий, олово), входят в состав анионов гидроксокомплексов. Углерод чаще всего окисляется до монооксида или диоксида; фосфор, при действии сильных окислителей, окисляется до ортофосфорной кислоты.

В бескислородных кислотах (HCl, HBr, HI, H₂S) и их солях носителями восстановительной функции являются анионы, которые, окисляясь, обычно образуют простые вещества. В ряду галогенид-ионов восстановительные свойства усиливаются от Cl^– к I^–.

Гидриды щелочных и щелочноземельных металлов, содержащие ион H^–, проявляют восстановительные свойства, легко окисляясь до свободного водорода:

CaH₂ + 2H₂O = Ca(OH)₂ + 2H₂­

Металлы в промежуточной степени окисления (ионы Sn²⁺, Fe²⁺, Cu⁺, Hg₂²⁺ и др.), взаимодействуя с окислителями, способны повышать свою степеньокисления:

SnCl₂ + Cl₂ = SnCl₄

10FeSO₄ +2KMnO₄ + 8H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 8H₂O.

Окислительно-восстановительная двойственность XE "Окислительно-восстановительная двойственность" – способность одного и того же вещества, в зависимости от реагентов и от условий проведения реакции, выступать как в роли окислителя, так и в роли восстановителя. В таких веществах содержится элемент в промежуточной степени окисления.

Окислительно-восстановительная двойственность характерна для простых веществ – неметаллов. Например, фосфор по отношению к металлам выступает в роли окислителя:

6e–

0 0 +2 –3 0

3P + 2Ca = Ca3P2 (P – окислитель)

В то же время фосфор выступает в роли восстановителя по отношению к фтору, кислороду или хлору. Например:

20e–

0 0 +5 –2 0

4P + 5O2 = 2P2O5 (P – восстановитель)

Другой пример. Азотная кислота за счет азота в высшей степени окисления +5 может выступать только в роли окислителя. В аммиаке азот в низшей степени окисления –3, и, поэтому, за счет азота аммиак может выступать только в роли восстановителя. А в азотистой кислоте HNO₂ азот находится в промежуточной степени окисления +3. Азотистая кислота окисляется кислородом, и в этом случае азот – восстановитель:

 

+3 0 +5 –2 +3

2HNO2 + O2 = 2HNO3 (N – восстановитель)

Но в реакции с сильным восстановителем, например, с иодоводородной кислотой, азотистая кислота – окислитель:

+3 -1 0 +2 +3

2HNO2 + 2HI = I2+ 2NO­ + 2H2O (N – окислитель).

 

Для составления уравнений реакций (подбора коэффициентов) используют 2 способа:

1) Метод электронного баланса применяется при подборе коэф-ов в ОВР,

протекающих при сплавлении или термическом разложении веществ, при обжиге, при взаимодействии металла с практически безводными кислотами. В этом методе составляют вспомогательные электронные уравнения.

Пример: Составление уравнения реакции взаимодействия сероводорода с подкисленным раствором перманганата калия.

Напишем схему реакции - формулы исходных и полученных веществ:

Н2S + КМnO4 + Н2SО4 → S + МnSО4 + К2SO4 + Н2О

Затем покажем изменение степеней окисления атомов до и после реакции:

Изменяются степени окисления у атомов серы и марганца (Н2S - восстанови­тель, КМnО4 - окислитель). Составляем электронные уравнения, т.е. изображаем процессы отдачи и присоединения электронов:

И наконец, находим коэффициенты при окислителе и восстановителе, а затем при других реагирующих веществах. Из электронных уравнений видно, что надо взять 5 моль Н2S и 2 моль КМnО4, тогда получим 5 моль атомов S и 2 моль МnSО4. Кроме того, из сопоставления атомов в левой и правой частях уравнения, найдем, что образуется также 1 моль К2SО4 и 8 моль воды. Окончательное уравнение реакции будет иметь вид

5Н2S + 2КМnО4 + ЗН2SО4 = 5S + 2МnSО4 + К2SО4 + 8Н2О

Правильность написания уравнения подтверждается подсчетом атомов одного элемента, например кислорода; в левой части их 2*4 + 3*4 = 20 и в правой части 2*4 + 4 + 8 = 20.

Переписываем уравнение в ионной форме:

5Н2S + 2MnO4- + 6H+ = 5S + 2Мn2+ + 8Н2О

Известно, что правильно написанное уравнение реакции является выражением закона сохранения массы веществ. Поэтому число одних и тех же атомов в исходных веществах и продуктах реакции должно быть одинаковым. Должны сохраняться и заряды. Сумма зарядов исходных веществ всегда должна быть равна сумме зарядов продуктов реакции.

 

2) Метод ионно-электронного баланса (метод полуреакций) – используют при

нахождении коэф-в в ОВР, происходящих в водных растворах, причем это м.б. кислые или щелочные, или растворы, близкие к нейтральным. В этом методе составляют вспомогательные ионно-электронные уравнения. Следует различать методику уравнивания в кислой и щелочной среде. Атомы элементов, изменяющие свою СО, записывают в форме тех частиц, которые реально присутствуют в водных растворах.

1 – правило уравнивания в кислой среде

В ту часть полуреакции, где не хватает кислорода, ставим столько молекул воды, сколько не хватает О, а в другую часть полуреакции – соответствующее число протонов Н.

KMnO4+KNO2+H2SO4àт.к. H2SO4, => среда кислая (среду не берем, берем соли (KMnO4,KNO2 ), они диссоциируют)

KMnO4 K+ + MnO4− т.о. берем этот анион : справа + 4 молекулы воды, тогда слева 8 молекул Н

- + +2 0

MnO4 + 8H + 5e− àMn + 4 H2O | 2

--------------- -------------------

+7 +2 значит, + 5e−

- 0 - +

NO2 + H2O - 2e− àNO3 + 2Hздесь слева не хватает О, значит слева + 1молекула воды, тогда справа 2Н

--------------- -------------- | 5

-1 +1 значит, - 2e−

Складываем обе части уравнений с коэф-ми:

- + - 0 +2 0 - +

2MnO4 + 16H + 5NO2 + 5H2O à 2Mn + 8 H2O + 5NO3 + 10H

Сокращаем подобные:

- + - +2 0 -

2MnO4 + 6H + 5NO2 + à2Mn + 3H2O + 5NO3

Теперь пишем молекулярную с этими кэф-ми, т.к. 6H – в кислоте, =>H2SO4 с коф-м 3

2KMnO4 + 5KNO2 + 3H2SO4à 2MnSO4+ 3H2O + 5КNO3, (т.к. не хватает 2К и 1 SO4, то еще соль: ) + К2SO4

2 – правило уравнивания в щелочной среде

В ту часть полуреакции, где не хватает кислорода, ставим удвоенное произведение ОН группы, т.е. 2ОН, а в другую часть полуреакции – соответствующее число молекул Н2О. Пример:

NaNO3 + MnO2 + NaOHà

- -

NO3 àNO2 справа добавляем 2ОН, тогда слева H2O

- 0 - -

NO3 + H2O + 2е−àNO2 + 2ОН

--------------- -------------- | 1

-1 -3 значит, + 2e−

0- -2 0

MnO2 + 4ОН - 2е−àMnO4 + 2H2O

--------------- -------------- | 1

-4 -2 значит, - 2e−

Складываем обе части уравнений с коэф-ми (в этом случае коэф-т =1):

- 00- - - -2 0

NO3 + H2O + MnO2 + 4ОНàNO2 + 2ОН + MnO4 + 2H2O

Сокращаем подобные:

- 0- - -2 0

NO3 + MnO2 + 2ОН àNO2 + MnO4 + H2O

Теперь пишем молекулярную форму с этими кэф-ми

NaNO3 + MnO2 + 2NaOH à NaNO2 + Na2MnO4 + H2O

Биологическая роль ОВР. Многие процессы жизнедеятельности организма в основе своей являются ОВР – процессы окисления питательных веществ, дыхание, усвоение СО2 растениями и т.п. Перенос электронов с субстрата (восстановитель) на кислород (окислитель) непрерывно осуществляется в тканях и представляет собой цепь ОВР. ОВР распространены в природе и технике, к ним относятся процессы окисления металлов (ржавление), восстановление их из руд, в т.ч. электрохимическими способами. Связывание атмосферного азота, производство различных химических препаратов (лекарств, красителей и т.п.)

 

Комплексные соединения. Координационная теория А.Вернера. Определение и строение КС. Номенклатура, классификация КС. Диссоциация КС. Константа нестойкости. Применение КС и их биологическая роль.

Наиболее полно и удачно свойства и строние КС объясняет координационная теория, предложенная в 1893 г. А. Вернером.

КС – это вещества, молекулы которых состоят из центрального атома (иона), непосредственно связанного с определенным числом других молекул (или ионов), называемых лигандами.

В настоящее время суть теории Вернера м свести к следующим положениям:

1) Центральное место в КС занимает «+» ион металла, называемый комплексообразователем (центральный атом).

2) Ион-комплексообразователь координирует вокруг себя определенное количество нейтральных молекул или ионов с противоположным знаком, называемых лигандами.

3) Число лигандов, координирующихся вокруг иона-комплексообр-ля, называется координационным числом

4) Ион-комплексообразователь и лиганды образуют внутреннюю сферу КС, остальные частицы составляют внешнюю сферу, границы внутренней сферы обозначают квадратными скобками.

Напр., в комплексной соли K₂[PtCl₆] ион платины является комплексообразователем, ионы хлора — лигандами, координационное число - 6, - это все – внутренняя сфера, во внешней координационной сфере находятся ионы калия.

Лиганды характеризуются дентатностью. Дентатность – способность лигандов к образованию координационной связи. Дентатность – число связей, посредством которых лиганд связан с центральным атомом. Многие лиганды соединяются с комплексообразователем одной сигма-связью. Их называют монодентатными. К ним относятся одноатомные анионы: Сl^-, Br^-, I^-; многоатомные анионы: СN^- ,SCN^-, NO₂^- ; нейтральные молекулы: Н₂О, NH₃. Лиганды, соединяющиеся с комплексообразователем двумя связями называют бидентатными: С₂О₄^2-, SO₄^2-. Бывают три, тетра и т.д. дентатные. Комплексы, образованные полидентатнымилигандами называются хелатами (циклические) – «хилос» - клешня.

Наиболее прочные комплексы образуют d- элементы. Для жизнедеятельности человека особенно важны КС Mn, Fe, Co, Cu, Zn, Mo. Амфотерные р- элементы: Аl, Sn также образуют различные комплексы. Биогенные s- элементы ( Na, K, Ca, Mg) могут образовывать непрочные КС только с лигандами определённой структуры.

 

Номенклатура КС:

В настоящее время принципы наименования КС утверждены комиссией по номенклатуре, которая предлагает основные правила:

1) называя КС, перечисляют составные части его эмпирической формулы справа налево, причем вся внутренняя сфера пишется одним словом

2) в названии аниона употребляется корень латинского наименования комплексообр-ля, а в названии катиона – его русское наименование в родительном падеже

3) названия лигандов- анионов заканчивается соединительной гласной «о», при этом для одноэлементных анионов соединительная гласная «о» добавляется к корню названия элемента, (Cl – хлоро), для многоэлементных анионов «о» присоединяется к традиционным названиям (CN^- – циано, SO4^2-– сульфато)

названия молекул, являющихся лигандами, остаются без изменения (H2O – аква, CO – карбонил, NO – нитрозил, NH3 – аммин,N2Н4 – гидразин, РН₃ - фосфин), некоторые специфические названия лигандов, являющихся анионами: (C2O4(2-) - оксалато, PО4(3-) - фосфато, OH^- – гидроксо, H^- – гидридо, CO3(2-) – карбонато, SCN – родано (тиоцианато), S(2-) – тио, НS^{- -} гидротио)

4) названия соединений с комплексным анионом заканчиваются суффиксом -ат

5) Число лигандов обозначается с помощью греческих числителей (ди, три, тетра, пента, гекса, гепта и т.д.)

6) Названия нейтральных КС заканчиваются именительным падежом.

Примеры:

4+ 0 - 2+ - + 4+ - - 2-

[Pt(NH3)4Cl2]Cl2 - хлорид дихлоротетраамминплатины (IV) , (NH4)2[Pt(OH)2Cl4] – тетрахлородигидроксоплатинат (IV) аммония

 

Классификация КС.

1) по принадлежности к определённому классу соединений различают:

а) комплексные кислоты + 2-

H2[SiF6] – гексафторосиликат (IV) водорода (или гексафторокремниевая кислота)

б) комплексные основания + 0 + -

[Ag(NH3)2]OH – гидроксид диамминсеребра(I)

в) комплексные соли + 2+ - 2-

K2[HgJ4] – тетрайодогидраргират (II) калия

2) по природе лиганда различают:

а) аквакомплексы [Co(H2O)6]SO4 - сульфат гексааквакобальта (II)

б) цианидные комплексы K4[Fe(CN)6] - гексацианоферрат (II) калия

в) аммиакаты [Cu(NH3)2]Cl - хлорид диамминмеди (I)

г) карбонатные K2[Be(CO3)2] - дикарбонатоберрилиат (II) калия

д) галогенидныеK2[PtBr4] - тетрабромоплатинат (II) калия

е) гидроксокомплексыK3[Al(OH)6] - гексагидроксоалюминат (III) калия

ж) ацидокомплексы – галогенидные и др. комплексы, содержащие в качестве лигандов анионы различных кислот или ОН^-

 

3) по знаку заряда комплекса

2+ 0 + -

а) катионные комплексы [Co(NH3)6]Cl2 - хлорид гексаамминкобальта(II)

+ 3+ -

б) анионные комплексы Li[AlH4] - тетрагидридоалюминат (III) лития

2+ 0 - 0

в) нейтральные комплексы [Pb(NH3)2Cl2] дихлородиамминсвинец(II)

 

Химическая связь в КС.

На примере соединения К₂[Сu(ОН)₄] рассмотрим механизм образования химических связей м/у комплексообразователем и лигандами.

Строение электронной оболочки атома меди: …3d¹⁰4s¹, а иона Cu²⁺ - …3d⁹

На внешнем энергетическом уровне иона меди Cu²⁺ имеются свободные орбитали, которые могут быть предоставлены на образование хим. cвязей по донорно-акцепторному механизму. Для образования 4-х таких связей используются 1s и 3р- орбитали четвёртого энергетического уровня иона Cu²⁺

Частицы ОН^- (лиганды) имеют неподелённые электронные пары на атоме кислорода:

. .

[ :О:Н ]^-

. .

 

Одну из этих пар частицы предоставляют в качестве донора для образования связи с медью. Т. обр., между ионами Cu²⁺ и частицами ОН^- образуются 4 связи по донорно-акцепторному механизму:

ОН

/

[ НО – Сu – ОН ]^2-

/

ОН

 

Донорно-акцепторное взаимодействие между центральным атомом и лигандами проявляется во всех КС.

Диссоциация КС.

В водных растворах КС (кроме тех, которые состоят из одной внутренней сферы) диссоциируют практически полностью, т.е. являются сильными электролитами.

K[Ag(CN)2] K+ + [Ag(CN)2]- в результате диссоциации в растворе появляются комплексные ионы (катионы и анионы). В значительно меньшей степени распадаются комплексные ионы.

[Ag(CN)2]^-- Ag+ +2 CN- (*)

Как равновесный процесс, распад компл-го иона м охарактеризовать констатой равновесия, называемой константой нестойкости Кн

Для (*) запишем: ( [ ] - конценрация)

[Ag+] . [CN-]

К_н = ------------------ , т.о. К _н– отношение произведения концентраций ионов,

[ [Ag(CN)2]- ] возведенные в степени их коэф-в к

концентрации комплексного иона

Величина К_н– важная постоянная, характеризующая устойчивость (нестойкость) комплексов. Чем больше значение К_н, тем менее прочным является комплекс => тем лучше диссоциирует.

Применение КС и их биологическая роль – КС используют в экологических целях для очистки воды от токсичных ионов. Исключительно важную роль играют КС в организме, у растений, например, комплексом магния является хлорофилл, столь необходимый для реакции фотосинтеза. Гемоглобин крови животных – комплекс железа, обеспечивающий связывание и перенос кислорода в организме. Огромное число биологических катализаторов – ферментов, также являются комплексами, содержащими катионы различных металлов, главным образом, микроэлементов.