химия экзамен. Новый документ. Строение электронных оболочек атомов первых четырех периодов s, p и dэлементы. Электронная конфигурация атома. Основное и возбужденное состояния атомов

Название	Строение электронных оболочек атомов первых четырех периодов s, p и dэлементы. Электронная конфигурация атома. Основное и возбужденное состояния атомов
Анкор	химия экзамен
Дата	16.01.2020
Размер	1.56 Mb.
Формат файла
Имя файла	Новый документ.docx
Тип	Документы #104439
страница	3 из 3

1 2 3

Полярная ковалентная связь:

В большинстве случаев два ковалентно связанных атома имеют разную электроотрицательность и обобществленные электроны не принадлежат двум атомам в равной степени. Большую часть времени они находятся ближе к одному атому, чем к другому. В молекуле хлороводорода, например, электроны, образующие ковалентную связь, располагаются ближе к атому хлора, поскольку его электроотрицательность выше, чем у водорода. Однако разница в способности притягивать электроны не столь велика, чтобы произошел полный перенос электрона с атома водорода на атом хлора. Поэтому связь между атомами водорода и хлора можно рассматривать как нечто среднее между ионной связью (полный перенос электрона) и неполярной ковалентной связью (симметричное расположение пары электронов между двумя атомами). Частичный заряд на атомах обозначается греческой буквой δ. Такая связь называется полярной ковалентной связью, а о молекуле хлороводорода говорят, что она полярна, т. е. имеет положительно заряженный конец (атом водорода) и отрицательно заряженный конец (атом хлора).

Типы химических связей. Ионная связь.
Ионная связь:

Это крайний случай ковалентной полярной связи: разница электроотрицательностей элементов настолько велика (>2), что один из них полностью "забирает" электрон у второго и превращается в отрицательно заряженный ион (анион), а второй, отдав электроны, превращается в положительно заряженный ион (катион).
Механизм ионной связи

Атомы, имеющие практически полную или практически пустую валентную (внешнюю) оболочку, наиболее охотно вступают в химические реакции. Чем меньше пустых орбиталей на валентной оболочке, тем выше шанс, что атом получит электроны извне. И наоборот – чем меньше электронов находится на внешней оболочке, тем вероятнее, что атом отдаст электрон.
Электроотрицательность
Это способность атома притягивать к себе электроны, поэтому атомы с наиболее заполненными валентными оболочками более электроотрицательны.
Типичный металл охотно отдает электроны, тогда как типичный неметалл охотнее их забирает. Поэтому чаще всего ионную связь образуют металлы и неметаллы. Отдельно следует упомянуть другой тип ионной связи – молекулярную. Ее особенность в том, что в роли ионов выступают не отдельные атомы, а целые молекулы.
Схема ионной связи
На рисунке схематически изображено формирование фторида натрия. Натрий имеет низкую электроотрицательность и всего один электрон на валентной оболочке (ВО). Фтор – значительно более высокую электроотрицательность, ему не хватает всего одного электрона для заполнения ВО. Электрон с ВО натрия, переходит на ВО фтора, заполняя орбиталь, в следствии чего оба атома приобретают разноименные заряды и притягиваются друг к другу.
Свойства ионной связи
Ионная связь достаточно сильна – разрушить ее при помощи тепловой энергии крайне сложно, а потому вещества с ионной связью имеют высокую температуру плавления. В то же время радиус взаимодействия ионов достаточно низкий, что обуславливает ломкость подобных соединений. Важнейшими ее свойствами являются ненаправленность и ненасыщаемость. Ненаправленность происходит из формы электрического поля иона, которое представляет собой сферу и способно взаимодействовать с катионами или анионами во всех направлениях. При этом поля двух ионов не компенсируются полностью, вследствие чего они вынуждены притягивать к себе дополнительные ионы, образуя кристалл, – это и есть явление, называемое ненасыщаемостью. В ионных кристаллах нет молекул, а отдельные катионы и анионы окружены множеством ионов противоположного знака, количество которых зависит в основном от положения атомов в пространстве.

Типы химических связей. Металлическая связь.
Все металлы обладают схожими физическими свойствами: тепло- и электропроводностью, блеском, пластичностью, что обусловлено наличием в них металлической связи.

Металлическая связь обусловлена притяжением катионов металла к свободно перемещающимися электронам ("электронное облако" или "электронный газ").
Атомы металлов предоставляют свои валентные электроны в общее пользование — они формируют единое электронное облако, которое принадлежит всему кристаллу и связывает частично ионизованные атомы, лежащие в узлах кристаллической решетки, в единое целое. При деформациях атомы по прежнему остаются связаны электронным облаком, что и обуславливает механические свойства металлов – ковкость и пластичность.

Типы химических связей. Характеристика ковалентной связи по способу перекрывания электронных орбиталей.
По способу перекрывания электронных облаков различают σ- и π-ковалентные связи.
В молекуле азота одна общая электронная пара образуется за счет σ-связи (электронная плотность находится в одной области, расположенной на линии, соединяющей ядра атомов; связь прочная).

Две другие общие электронные пары образуются за счет π-связей, т. е. бокового перекрывания р-облаков в двух областях; π-связь менее прочна, чем σ-связь.

В молекуле азота между атомами существует одна σ-связь и две π-связи, которые находятся во взаимно перпендикулярных плоскостях (так как взаимодействуют 3 неспаренных р-электрона каждого атома).
Следовательно, σ-связи могут образовываться за счет перекрывания электронных облаков:

а также за счет перекрывания «чистых» и гибридных электронных облаков (см. § 7):

Типы химических связей. Характеристика ковалентной связи по степени смещенности общих электронных пар.
По степени смещенности общих электронных пар к одному из связанных ими атомов ковалентная связь может быть полярной и неполярной. При полярной связи, электронная пара в равной степени принадлежит обоим атомам. В неполярной связи общая электронная пара смещена к более электроотрицательному атому.
Скорость химической реакции. Факторы, влияющие на скорость химической реакции.
Скорость химической реакции - изменение концентрации одного из реагирующих веществ в единицу времени.
V = ± ((С2 - С1) / (t2 - t1)) = ± (DС / Dt)
Факторы, влияющие на скорость химических реакций:

1. Природа реагирующих веществ. Большую роль играет характер химических связей и строение молекул реагентов. Реакции протекают в направлении разрушения менее прочных связей и образования веществ с более прочными связями. Так, для разрыва связей в молекулах H2 и N2 требуются высокие энергии; такие молекулы мало реакционноспособны. Для разрыва связей в сильнополярных молекулах (HCl, H2O) требуется меньше энергии, и скорость реакции значительно выше. Реакции между ионами в растворах электролитов протекают практически мгновенно.
2. Концентрация. С увеличением концентрации (числа частиц в единице объема) чаще происходят столкновения молекул реагирующих веществ - скорость реакции возрастает.
3. Температура. При повышении температуры на каждые 10°C скорость реакции возрастает в 2-4 раза (Правило Вант-Гоффа).
Правило Вант-Гоффа применимо только в узком интервале температур. Более точным является уравнение Аррениуса.
4. Поверхность соприкосновения реагирующих веществ. Для гетерогенных систем (когда вещества находятся в разных агрегатных состояниях), чем больше поверхность соприкосновения, тем быстрее протекает реакция. Поверхность твердых веществ может быть увеличена путем их измельчения, а для растворимых веществ - путем их растворения.
5. Катализ. Вещества, которые участвуют в реакциях и увеличивают ее скорость, оставаясь к концу реакции неизменными, называются катализаторами. Механизм действия катализаторов связан с уменьшением энергии активации реакции за счет образования промежуточных соединений. При гомогенном катализе реагенты и катализатор составляют одну фазу (находятся в одном агрегатном состоянии), при гетерогенном катализе - разные фазы (находятся в различных агрегатных состояниях). Резко замедлить протекание нежелательных химических процессов в ряде случаев можно добавляя в реакционную среду ингибиторы (явление "отрицательного катализа").

Закон действующих масс для равновесных гомогенных и гетерогенных систем. Константа скорости химической реакции, ее физический смысл.
Закон действующих масс - скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степени, равной стехиометрическим коэффициентам.
nA+mB⇄dC+fD
V=KCⁿа•Сᵐʙ, где Са и Сʙ - концентрации веществ А и B, n и m - стехиометрические коэффициенты, K - константа скорости химической реакции.
Константа скорости реакции k зависит от природы реагирующих веществ, температуры и катализатора, но не зависит от значения концентраций реагентов.

Физический смысл константы скорости заключается в том, что она равна скорости реакции при единичных концентрациях реагирующих веществ.

Факторы, влияющие на константу скорости химической реакции. Уравнение Аррениуса. Зависимость скорости химической реакции от температуры, правило Вант-Гоффа.
Константа скорости реакции k зависит от природы реагирующих веществ, температуры и катализатора, но не зависит от значения концентраций реагентов.
Уравнение Аррениуса:
lnK = B-Ea/RT,
где K - константа, R - молярная газовая постоянная, B - постоянная для данной реакции, T - абсолютная t, Ea - энергия активации, т.е. энергия, которой должны обладать сталкивающиеся молекулы, чтобы столкновение привело к химическому превращению.
Чем больше энергия активации Ea, тем сильнее возрастает скорость реакции при увеличении температуры.
С повышением температуры, скорость химической реакции возрастает. Согласно эмпирическому правилу Вант-Гоффа, при повышении температуры на 10 градусов скорость химической реакции увеличивается в 2-3 раза.
Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие. Принцип Ле Шателье.
Обратимая реакция — химическая реакция, которая при одних и тех же условиях может идти в прямом и в обратном направлениях. Необратимой называется реакция, которая идет практически до конца в одном направлении.
Химическим равновесием называется такое состояние химической системы, при котором количества исходных веществ и продуктов не меняются со временем.
Принцип Ле Шателье:
Если на равновесную систему воздействовать извне, изменяя какой-нибудь из факторов, определяющих положение равновесия, то в системе усилится то направление процесса, которое ослабляет это воздействие.
Характеристика типов гидролиза солей. Примеры для каждого типа соли.
Гидролиз солей – это взаимодействие ионов соли с водой с образованием малодиссоциирующих частиц.
Выделяют несколько типов гидролиза, среди которых наибольшее значение имеют:
а) гидролиз по аниону
Этот тип гидролиза характерен только для неорганических и органических солей, в образовании которых участвовали слабая кислота и сильное основание, например, по аниону гидролизуются метасиликат натрия (Na₂SiO₃), формиат натрия (HCOONa), ацетат калия (CH₃COOK), сульфит кальция (CaSO₃) и т.д.
Рассмотрим более подробно на примере ацетата калия (CH₃COOK). Данная соль образована сильным основанием — гидроксидом калия (KOH)и слабой кислотой — уксусной (CH₃COOH). Уравнение гидролиза будет выглядеть следующим образом:
CH₃COOK ↔ СH₃COO^— + K⁺ (диссоциация соли);
СH₃COO^— + K⁺ + H₂O ↔ CH₃COOH + K⁺ + OH^— (полное ионное уравнение);
СH₃COO^— + H₂O ↔ CH₃COOH + OH^— (сокращенное ионное уравнение);
CH₃COOK + H₂O↔ CH₃COOH + KOH (молекулярное уравнение).
Наличие ионов OH^— в растворе свидетельствует о щелочном характере среды.
б) гидролиз по катиону
Этот тип гидролиза также характерен только для неорганических солей, в образовании которых участвовали сильная кислота и слабое основание, например, по катиону гидролизуются хлорид железа (III) (FeCl₃), сульфат меди (II) (CuSO₄), нитрат бериллия (Be(NO₃)₂) и т.д.
Рассмотрим более подробно на примере нитрата бериллия (Be(NO₃)₂). Данная соль образована слабым основанием — гидроксидом бериллия (Be(OH)₂) и сильной кислотой — азотной (HNO₃). Уравнение гидролиза будет выглядеть следующим образом:
Be(NO₃)₂ ↔ Be²⁺ + 2NO₃^— (диссоциация соли);
Be²⁺ + 2NO₃^— + H₂O ↔ BeOH⁺ + H⁺ + 2NO₃^— (полное ионное уравнение);
Be²⁺+H₂O ↔ BeOH⁺ + H⁺ (сокращенное ионное уравнение);
Be(NO₃)₂ + H₂O ↔ Be(OH)NO₃ + HNO₃ (молекулярное уравнение).
Теоретически возможна вторая ступень гидролиза:
Be(OH)NO₃ ↔ BeOH⁺ + NO₃^— (диссоциация соли);
BeOH⁺ + NO₃^— + H₂O ↔ Be(OH)₂ + H⁺ + NO₃^— (полное ионное уравнение);
BeOH⁺ + H₂O ↔ Be(OH)₂ + H⁺ (сокращенное ионное уравнение);
Be(OH)NO₃ + H₂O ↔ Be(OH)₂ + HNO₃ (молекулярное уравнение).
Наличие ионов H⁺свидетельствует о кислом характере среды.
в) гидролиз и по катиону, и по аниону
Этот тип гидролиза характерен только для неорганических и органических солей, в образовании которых участвовали слабая кислота и слабое основание. Например, по катиону и аниону гидролизуются сульфит аммония (NH₄SO₃), сульфид железа (II) (FeS), нитрит меди (II) (Cu(NO₂)₂) и т.д.
Рассмотрим более подробно на примере сульфида серы. Данная соль образована слабым основанием — гидроксидом железа (II) (Fe(OH)₂) и слабой кислотой — сероводородной (H₂S). Уравнение гидролиза будет выглядеть следующим образом:
FeS ↔ Fe²⁺ + S^2- (диссоциация соли);
FeS^— + H₂O ↔ Fe(OH)₂↓+ H₂S↑ (молекулярное уравнение).
Среда нейтральная.
г) щелочной гидролиз
Этот тип гидролиза характерен только органических соединений.Вещество гидролизуется под действием щелочей.
д) кислотный гидролиз
Этот тип гидролиза характерен только органических соединений. Вещество гидролизуется в присутствии сильных минеральных кислот (чаще всего соляной — HCl и серной-H₂SO₄).
е) ферментативный гидролиз
Такому типу гидролизу подвергают биополимеры, например, белки и углеводы: на одной из стадий гидролиза для более быстрого расщепления высокомолекулярных соединений в реакционную смесь вводят энзимы (ферменты).
Понятие раствора. Классификация растворов. Растворимость. Способы выражения концентрации.
Растворы - это однородные (гомогенные) системы, состоящие из двух или более компонентов, количества которых могут изменяться в широких пределах. Раствор состоит из вещества и растворителя, то есть среды, в которой растворенное вещество равномерно распределено в виде молекул или ионов. Растворы однородны, их состав может изменяться в широких пределах.
Различают газовые, жидкие и твердые растворы. Наибольшее распространение имеют жидкие.
В зависимости от размеров частиц растворы делятся на истинные и коллоидные. В истинных растворах (часто называемых просто растворами) растворенное вещество диспергировано до атомного или молекулярного уровня, частицы растворенного вещества не видимы ни визуально, ни под микроскопом, свободно передвигаются в среде растворителя. Истинные растворы – термодинамически устойчивые системы, неограниченно стабильные во времени.
По точности выражения концентрации: приблизительные, точные и эмпирические.
По соотношению преобладания числа частиц, переходящих в раствор или удаляющихся из раствора, различают растворы насыщенные, ненасыщенные и пересыщенные.
По относительным количествам растворенного вещества и растворителя растворы подразделяют на разбавленные и концентрированные.
Разбавленные растворы - растворы с небольшим содержанием растворенного вещества; концентрированные растворы - с большим содержанием растворенного вещества.
Раствори́мость — способность вещества образовывать с другими веществами однородные системы — растворы, в которых вещество находится в виде отдельных атомов, ионов, молекул или частиц.
Способы выражения концентрации:
1. Массовая доля - в процентах показывает, сколько растворенного вещества содержится в 100 г. раствора:
w = m(р. в-ва)/m(р-ра)•100%
2. Молярная концентрация(молярность, Cм) - показывает количество растворенного вещества, содержащееся в 1 л:
Cм = n(р. в-ва)/V(р-ра), (моль/л)
3. Нормальная концентрация (нормальность, Cн) - количество эквивалентных масс растворенного вещества, содержащихся в 1 л. раствора:
Cн = n(экв. в.)/V(р-ра), (экв/л)
4. Мольная доля - отношение числа моль растворенного вещества к сумме молей растворенного вещества и растворителя:
N = n(р.в.)/n(р.в.)+n(р-ля)
5. Титр раствора - масса растворенного вещества, содержащаяся в 1 мл. раствора:
T = m(р.в.)/V(р-ра), (г/мл)
6. Моляльность показывает сколько моль растворенного вещества приходится на 1 кг растворителя:
Cm = n(р.в.)/m(р-ля), (моль/кг)
Коллигативные свойства растворов.
Любому раствору характерны те или иные физические свойства, к которым относятся и коллигативные свойства растворов. Это такие свойства, на которые не оказывает влияние природа растворенного вещества, а зависят они исключительно от количества частиц этого растворенного вещества.

К их числу относятся:

Понижение давление паров
Повышение температуры кипения
Понижение температуры затвердевания (кристаллизации)
Осмотическое давление раствора.

Понижение давление паров
Давление насыщенного пара (т.е. пара, который пребывает в состоянии равновесия с жидкостью) над чистым растворителем называется давлением или упругостью насыщенного пара чистого растворителя.
Если в некотором растворителе растворить нелетучее вещество, то равновесное давление паров растворителя при этом понижается, т.к. присутствие какого – либо вещества, растворенного в этом растворителе, затрудняет переход частиц растворителя в паровую фазу. Экспериментально доказано, что такое понижение давления паров напрямую зависит от количества растворенного вещества. В 1887 г. Ф.М. Рауль описал количественные закономерности коллигативных свойств растворов.
Первый закон Рауля заключается в следующем:
Давление пара раствора, содержащего нелетучее растворенное вещество, прямо пропорционально мольной доле растворителя в данном растворе:
p = p0 · N
p = p0 · n(в-ва)/(n(в-ва) + n(р-ля)),
N = (p0-p)/p0 ⇒∆p/p0
где p — давление пара над раствором, Па; p0 — давление пара над чистым растворителем, Па; N — мольная доля растворителя, n(в-ва) и n(р-ля)– соответственно количество растворенного вещества и растворителя, моль.
Для растворов электролитов данное уравнение приобретает несколько иной вид, в его состав входит изотонический коэффициент i:
p0 – p = Δр
Δp = i · p0 · N,
где Δp — изменение давления паров раствора по сравнению с чистым растворителем; N — мольная доля вещества в растворе, i – изотонический коэффициент.
Изотонический коэффициент (или фактор Вант-Гоффа) — это параметр, не имеющий размерности, который характеризует поведение какого – либо вещества в растворе. То есть, изотонический коэффициент показывает, разницу содержания частиц в растворе электролита по сравнению с раствором неэлектролита такой же концентрации. Он тесно связан связан с процессом диссоциации, точнее, со степенью диссоциации и выражается следующим выражением:
i = 1+α(n—1),
где n – количество ионов, на которые диссоциирует вещество, α – степень диссоциации.
Повышение температуры кипения или понижение температуры затвердевания (кристаллизации)
Равновесное давление паров жидкости имеет тенденцию к увеличению с ростом температуры, жидкость начинает кипеть, при уравнивании давления ее паров и внешнего давления. При наличии нелетучего вещества, давление паров раствора снижается, и раствор будет закипать при более высокой температуре, по сравнению с температурой кипения чистого растворителя. Температура замерзания жидкости также определяется той температурой, при которой давления паров жидкой и твердой фаз уравниваются.
Ф.М. Рауль доказал, что повышение температуры кипения, так же как и понижение температуры замерзания разбавленных растворов нелетучих веществ, прямо пропорционально моляльной концентрации раствора и не зависит от природы растворённого вещества. Это правило известно как II закон Рауля:
ΔTкип = E· m(в-ва),
ΔTкрист = K·m(в-ва),
где E(Кэ)—эбулиоскопическая константа(0,52 гр•кг/моль), K(Кк) — криоскопическая константа(0,86 гр•кг/моль), m(в-ва) — моляльность вещества в растворе.
Растворы электролитов не подчиняются Законам Рауля. Но для учёта всех несоответствий Вант-Гофф предложил ввести в приведённые уравнения поправку в виде изотонического коэффициента i, учитывающего процесс распада на ионы молекул растворённого вещества:
ΔTкип = i·E·m(в-ва)
ΔTкрист = i·К·m(в-ва) Осмотическое давление раствора
Некоторые материалы имеют способность к полупроницаемости, т.е. им свойственно пропускать частицы определенного вида и не пропускать частицы другого вида. Так, перемещение молекул растворителя (но не растворенного, в нем вещества), через полупроницаемую мембрану в раствор с большей концентрацией из более разбавленного представляет собой такое явление как осмос.
ОСМОС
Представим два таких раствора, которые разделены полупроницаемой мембраной, как показано на рисунке выше. Растворы стремятся к выравниванию концентраций, поэтому вода будет проникать в раствор, тем самым уменьшая его концентрацию. Для того, чтобы осмос приостановить, необходимо приложить внешнее давление к раствору. Такое давление, которое требуется приложить, называется осмотическим давлением. Осмотическое давление и концентрацию раствора позволяет связать уравнение Вант — Гоффа, которое напоминает уравнение идеального газа Клапейрона – Менделеева:
Pосм = Cм·R·T,
где Cм — молярная концентрация раствора, моль/м3, R — универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/моль·К); T — абсолютная температура раствора.
Преобразуем уравнение следующим образом:
Cм = n/V = m/(M·V)
Pосм = т·R·T / M·V или
Pосм·V = m·R·T /M
Для растворов электролитов осмотическое давление определяется уравнением, в которое входит изотонический коэффициент:
Pосм = i·C·R·T ,
где i — изотонический коэффициент раствора.
Для растворов электролитов i > 1, а для растворов неэлектролитов i = 1.
Если полупроницаемой перегородкой разделены два раствора, имеющие одинаковое осмотическое давление, то перемещение растворителя через перегородку отсутствует. Такие растворы называются изотоническими. Раствор, с меньшим осмотическим давлением, по сравнению с более концентрированным раствором, называют гипотоническим, а раствор с большей концентрацией – гипертоническим.

ОВР. Метод электронного баланса и метод полуреакций.
Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными.
Окислителями называются вещества, присоединяющие электроны. Во время реакции они восстанавливаются.
Восстановителями называются вещества, отдающие электроны. Во время реакции они окисляются.
Поскольку окислитель присоединяет электроны, степень окисления его атомов может только уменьшаться. Наоборот, восстановитель теряет электроны и степень окисления его атомов должна повышаться.
Окисление всегда сопровождается восстановлением и, наоборот, восстановление всегда связано с окислением.
Число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем.
Если каждый атом окислителя может принять иное количество электронов, чем отдает атом восстановителя, то необходимо так подобрать количество атомов того и другого реагента, чтобы количество отдаваемых и принимаемых электронов стало одинаковым. Это требование положено в основу метода электронного баланса, с помощью которого уравнивают уравнения окислительно-восстановительных реакций.
Различают три основных типа окислительно-восстановительных реакций:
1) Реакции МЕЖМОЛЕКУЛЯРНОГО окисления-восстановления (когда окислитель и восстановитель – разные вещества);
2) Реакции ДИСПРОПОРЦИОНИРОВАНИЯ (когда окислителем и восстановителем может служить одно и то же вещество);
3) Реакции ВНУТРИМОЛЕКУЛЯРНОГО окисления-восстановления (когда одна часть молекулы выступает в роли окислителя, а другая – в роли восстановителя).

Правила составления уравнений ОВР методом полуреакций
На первом этапе в ионном виде записывают полуреакцию окисления и полуреакцию восстановления, в которых указывают вещество-восстановитель и вещество-окислитель, с продуктами их реакции.
Сильные электролиты записываются в виде ионов.
Слабые электролиты, газы и твердые вещества, выпадающие в осадок - в виде молекул.
Записывают схему реакции, в которой многоточием обозначают неизвестные продукты реакции.
Что делать с кислородом:
Если в исходном веществе кислорода содержится больше, чем в продуктах реакции, то "лишний" кислород в растворах с кислой средой связывается с катионами водорода, образуя молекулы воды (O^-2+2H⁺=H₂O); в нейтральных растворах - в гидроксид-ионы: O^-2+H₂O=2OH^-;
Если в исходном веществе кислорода содержится меньше, чем в продуктах реакции, то "недостающий" кислород "забирается" из молекул воды (в растворах с кислой и нейтральной средой): H₂O=O^-2+2H⁺; в щелочных растворах - за счет гидроксид-ионов: 2OH^-=O^-2+H₂O.
В левой и правой частях уравнения должны быть равны суммарное число и знак электрических зарядов.
Комплексные соединения. Номенклатура.
Структура комплексных соединений

Большинство комплексных соединений имеют внутреннюю и внешнюю сферы. Записывая химические формулы комплексных соединений, внутреннюю сферу заключают в квадратные скобки. Например, в комплексных соединениях К[Al(OH)4] и [Ca(NH3)8]Cl2, внутренней сферой являются группы атомов (комплексы) — [Al(OH)4]— и [Ca(NH3)8]2+, а внешней сферой — ионы К+ и Сl– соответственно.
Центральный атом или ион внутренней сферы называют комплексообразователем. Обычно, в качестве комплексообразователей выступают атомы или ионы металлов с достаточным количеством свободных орбиталей – это p-, d-, f- элементы: Cu2+, Pt2+, Pt4+, Ag+, Zn2+, Al3+и др. Но это может быть и атомы элементов, образующих неметаллы. Заряд комплексообразователя обычно положительный, но также может быть отрицательным или равным нулю и равен сумме зарядов всех остальных ионов. В приведенных выше примерах комплексообразователями являются ионы Al3+и Ca2+.
Комплексообразователь окружен и связан сигма-связью с ионами противоположного знака или нейтральными молекулами, так называемыми лигандами. В качестве лигандов в комплексных соединениях могут выступать такие анионы, как F– , OH–, CN–, CNS–, NO2–, CO32–, C2O42–и др., или нейтральные молекулы Н2О, NН3, СО, NО и др. В наших примерах это – ионы OH— и молекулы NH3. Количество лигандов в различных комплексных соединениях лежит в пределах от 2 до 12. А само число лигандов (число сигма-связей) называется координационным числом (к.ч.) комплексообразователя. В рассматриваемых примерах к.ч. равно 4 и 8.
Заряд комплекса (внутренней сферы) определяется как сумма зарядов комплексообразователя и лигандов.
Внешнюю сферу образуют ионы, связанные с комплексом ионной или межмолекулярной связью и имеющие заряд, знак которого противоположен знаку заряда комплексообразователя. Числовое значение заряда внешней сферы совпадает с числовым значением заряда внутренней сферы. В формуле комплексного соединения записываются они за квадратными скобками. Внешняя сфера может и вовсе отсутствовать, в случае, если внутренняя сфера нейтральна. В приведенных примерах, внешнюю сферу образуют 1 ион K+ и 2 иона Cl— соответственно.

Номенклатура комплексных соединений
В названиях комплексных соединений, как и ионных солей, первым указывают анион, а затем – катион.
В названии комплекса сначала указывают лиганды, а после – комплексообразователь. Лиганды перечисляют в алфавитном порядке.
Нейтральные лиганды называются также, как молекулы, к анионным лигандам прибавляют окончание –о. В таблице ниже даны названия наиболее распространенных лигандов

Лиганд	Название лиганда	Лиганд	Название лиганда
en	этилендиамин	O2-	Оксо
H2O	Аква	H—	Гидридо
NH3	Аммин	H+	Гидро
CO	Карбонил	OH—	Гидроксо
NO	Нитрозил	SO42-	Сульфато
NO—	Нитрозо	CO32-	Карбонато
NO2—	Нитро	CN—	Циано
N3—	Азидо	NCS—	Тиоционато
Cl—	Хлоро	C2O42-	Оксалато
Br—	Бромо

Если количество лигандов больше единицы, то их число указывают греческими приставками: 2-ди-, 3-три-, 4-тетра-, 5-пента-, 6-гекса-, 7-гепта-, 8-окта-, 9-нона-, 10-дека-.
Если же в названии самого лиганда уже присутствует греческая приставка, то название лиганда записывают в скобках и к нему прибавляют приставку типа: 2-бис-, 3-трис-, 4-тетракис-, 5-пентакис-, 6-гексакис-.
Например, соединение [Co(en)3]Cl3 называют – трис(этилендиамин)кобальт(III).
Названия комплексных анионов оканчиваются суффиксом – ат.
После названия металла в скобках указывают римскими цифрами его степень окисления. Например, назовем следующие соединения: [Cr(H2O)4Cl2]Cl
Начнем с лигандов: 4 молекулы воды обозначаются как тетрааква, а 2 хлорид-иона – как дихлоро.
Далее указываем комплексообразователь – это хром и его степень окисления равна III.
Наконец, анионом в данном соединении является хлорид-ион.
Итак, полное название таково – хлорид тетрааквадихлорохрома(III)
K4[Ni(CN)4]
Начнем с лигандов: в комплексном анионе содержится 4 лиганда CN—, которые называются тетрациано.
Далее указываем комплексообразователь – это никель и его степень окисления равна нулю.
Так как металл входит в состав комплексного аниона, то он называется никелат(0).
Итак, полное название таково – тетрацианоникелат(0) калия.

Комплексные соединения. Классификация.
- по составу:
соли,
кислоты,
основания.
- по типу лигандов:

Аквакомплескы - катионные комплексы, в которых лигандами являются молекулы воды; их образуют ме+2, способность к образованию аквакомплекса уменьшается сверху-вниз ([Cr(H2O)6]Br3).
Гидрокомплексы - анионные комплексы, в которых лиганды - гидроксидионы; КО - ме, проявляющие амфотерные свойства (Na[Al(OH)4]).
Аммиакаты - катионные комплексы, лиганды - NH3 ([Zn(NH3)4]Cl2, [Ag(NH3)2]Cl).
Ацидокомплексы - катионные комплексы, лиганды - остатки органических и неорганических кислот (K4[Ni(CN)6], Na2[FeCl4]).
- по заряду иона:
катионные комплексы имеют положительный заряд и образуются если вокруг положительного иона координированы нейтральные молекулы. Например, [Al(H2O)6]Cl3, [Ca(NH3)8]Cl2

анионные комплексы имеют отрицательный заряд и образуются, если вокруг положительного иона координированы атомы с отрицательной степенью окисления. Например, К[Al(OH)4], K2[BF4]
нейтральные комплексы имеют заряд равный нулю и не имеют внешней сферы. Они могут образоваться при координации вокруг атома молекул, а также при одновременной координации вокруг центрального положительно заряженного иона отрицательных ионов и молекул.

1 2 3