Тема 1.6.Комплексные соединения. Виды химической связи в комплексныхсоединениях.

Содержание учебного материала: Классификация, строение, номенклатура, получение комплексных соединений. Виды химической связи в комплексных соединениях.

Основные понятия и термины по теме: комплексные соединения, внешняя сфера, внутренняя сфера, комплексообразователь, лиганды, коодинационное число, дентантность,константа устойчивости комплексных соединений

Методические рекомендации: При изучении темы обратить внимание на строение комплексных соединений, их структуру. Выяснить в чем заключается разница между катионными, анионными, смешанными и нейтральными комплекснымисоединениями.

Краткое изложение теоретических вопросов:

Комплексными соединениями называются определённые химические соединения, образованные сочетанием отдельных компонентов и представляющие собой сложные ионы или молекулы, способные существовать как в кристаллическом, так и в растворённом состоянии. В соответствии с координационной теорией комплексные соединения состоят из внутренней и внешней сферы. Во внутреннюю сферу входит центральный ион-комплексообразователь, окруженный связанными с ним лигандами. Внутреннюю сферу обозначают квадратными скобками. Ионами-комплексообразователями являются ионы металлов. Наибольшую склонность к комплексообразованию имеют ионы d-элементов. Вокруг центрального иона-комплексообразователя находятся противоположно заряженные ионы или нейтральные молекулы, которые называются лигандами (от лат. liqo- связываю) или аддендами. Важнейшие лиганды:

Анионы: I^- - иодо, Cl^- - хлоро, Br^- - бромо, OH^- - гидроксо, CN^- - циано, NO₂^- – нитро, амидо - NH₂^-, SO₄^2- - сульфато, тиосульфато - S₂O₃^2-, тиоцианато – SCN- карбонато - CO₃^2-, оксалато - C₂O₄^2-

Нейтральные молекулы: NH₃⁰ – аммин, H₂O⁰ – аква, СО⁰ – карбонил, NO⁰  – нитрозо

Число лигандов (аддендов), которые координируются вокруг центрального иона-комплексообразователя, называется координационным числом. Координационное число зависит от центрального иона, и, как правило, в 2 раза больше него.

Составляя уравнения реакций, в результате которых образуются комплексные соединения, необходимо учитывать правило определения заряда комплексного иона: заряд комплексного иона равен алгебраической сумме зарядов ионов, из которых он образовался.

 

Пример 1. Определить заряд комплексного иона [Fe(CN)₆]^x, в котором железо трёхвалентно.

Решение

Заряд железа +3, а заряд шести отрицательно одновалентных анионов одноосновной синильной кислоты равен –6. Сложим заряды: +3 + (–6) = –3.

Это и будет валентность комплексного иона.

 

Раствор комплексного соединения можно рассматривать как раствор слабого электролита и применять к нему законы действия масс и ионного равновесия.

Например, уравнение, выражающее процесс диссоциации комплексного иона [Fe(CN)₆]^3-, можно написать как уравнение обратимой реакции:

[Fe(CN)₆]^3- Fe³⁺ + 6CN^-

и применить к нему закон ионного равновесия:

Константу диссоциации комплекса обычно называют константой нестойкости. Чем меньше константа нестойкости комплекса, тем меньше распадается комплекс на исходные ионы, т.е. он устойчивее.

Чтобы определить концентрацию исходного иона в растворе комплексного соединения, нужно составить уравнение закона ионного равновесия для данного комплекса, обозначить неизвест-ные величины через х, подставить величину константы нестойкости (из таблиц), составить вычислительную формулу и найти искомую величину.

 

Пример 2.   Определить концентрацию ионов Hg²⁺ и Cl^- в 0,1 М

раствореK₂[HgCl₄].

Решение

Так как концентрация раствора невысокая, а данная соль диссоциировала хорошо, считаем, что общая концентрация иона [HgCl₄]^2- также равна 0,1 моль/л.

Пишем уравнение диссоциации комплексного иона:

[HgCl₄]^2- Hg²⁺ + 4Cl^-

Составляем формулу закона ионного равновесия:

        (1)

(значение К взято из таблицы). Обозначим [Hg²⁺] через х. Тогда

[Cl^-] = 4 х. [[HgCl₄]^2-] принимаем равной общей концентрации (0,1 моль/л), так как константа нестойкости этого комплекса очень мала. Подставляем все величины в формулу (1):

откуда 256 · х⁵ = 6·10^-18;

 

Концентрация Сl^–-иона будет в 4 раза больше:

   [Cl^-] = 4·1,2·10^-4=4,8·10^-4 моль/л.

Вопросы для самоконтроля:

1.Классификация, строение, номенклатура, получение комплексных соединений.

2.Виды химической связи в комплексных соединениях.

 

Задания для самостоятельной работы:

1. Подготовьте опорный конспект на тему:«Реакции комплексообразования. Виды химической связи в комплексных соединениях»

2.Дать названия следующим соединениям: K₃[Fe(CN)6NH₃], (NH₄)₂[Pt(OH)₂Cl₄], [Co(NO₂)₂Cl(NH₃₎₃].

3. Написать формулы комплексных соединений: хлорид диамминсеребра (I), трифторотриаквахром, хлорид дихлоротетраамминплатины (IV), гексацианоферррат (II) калия (желтая кровяная соль), тетрагидроксохромит калия, (NH₄)₂{Pt(OH)₂Cl₄] - тетрахлорогидроксоплатинат (IV) аммония.

4. Закончите реакцию комплексообразования, назовите полученное комплексное соединение:

Zn(OH)₂ + NaOH →

к.ч. = 4

5. Определить заряд комплексного иона [Fe(CN)₆]^x, в котором железо двухвалентно.

6. Определить концентрацию ионовZn²⁺ иOH^- в 0,1 М

раствореNa₂[Zn(OH)₄]

Подготовьте доклад, реферат или презентацию на тему:

· «Биологическая роль комплексных соединений»;

· «Применение комплексных солей в медицине»;

· «Типы комплексных соединений»;

· «Теория Вагнера, ее сущность»;

·  «Уникальный мир кристаллов: их строение и свойства»;

·

Список рекомендуемой литературы:

1. Пустовалова Л.М., Никанорова И.Е.Неорганическая химия. Ростов-н/Д. Феникс, 2005

2. Бабков, А.В. Общая и неорганическая химия [Текст]: учебник / А.В. Бабков, Т.И. Барабанова, В.А. Попков. – М.: ГЭОТАР-Медиа, 2014. – 384 с.

3. Егоров А.С. Химия. Пособие-репетитор для поступающих в вузы. – Ростов н/Д, Феникс, 2007

Тема 1.7.Растворы.

Содержание учебного материала: Понятие о дисперсных системах. Видыдисперсных систем: грубодисперсные системы (суспензии и эмульсии), коллоидные и истинные растворы. Понятие о растворимом веществе и растворителе. Гидратная теория растворов Д. И. Менделеева. Виды растворов. Способы выражения концентрации растворов.

Основные понятия и термины по теме: дисперсные системы, дисперсионная среда, дисперсное вещество, коллоидные, истинные растворы, взвеси, эмульсии, суспензии, гели, золи, массовая доля, молярная концентрация и молярная концентрация эквивалента.

Методические рекомендации: При изучении темы необходимо отметитьосновные положения гидратной теории растворов Д.И. Менделеева и основные виды растворов, различия между ними. Необходимо запомнить как рассчитываются следующие показатели: массовая доля, молярная концентрация и молярная концентрация эквивалента.

Краткое изложение теоретических вопросов:

Дисперсными называются гетерогенные системы, в которых одно вещество в виде очень мелких частиц равномерно распределено в объёме другого. То вещество, которое присутствует в меньшем количестве и распределено в объёме другого, называют дисперсной фазой.

Вещество, присутствующее в большем количестве, в объёме которого распределена дисперсная фаза, называют дисперсионной средой. И дисперсную фазу, и дисперсионную среду могут представлять вещества, находящиеся в различных агрегатных состояниях – твердом, жидком и газообразном.

   По величине частиц веществ, составляющих дисперсную фазу, дисперсные системы делят грубодисперсные (взвеси) с размерами частиц более 100 нм и тонкодисперсные (коллоидные системы или коллоидные растворы) с размерами частиц от 100 до 1нм.

    Если же вещество раздроблено до молекул или ионов менее 1 нм, образуется гомогенная система – раствор.

Взвеси – это дисперсные системы, в которых размер частиц фазы более 100нм. Это непрозрачные системы, отдельные частицы которых можно заметить невооруженным глазом. Дисперсная фаза и дисперсионная среда легко разделяются отстаиванием.

Такие системы разделяют на:

- эмульсии  (среда и фаза – нерастворимые друг в друге жидкости)

- суспензии ( среда – жидкость, фаза – нерастворимое в ней твердое вещество)

- аэрозоли – взвеси в газе мелких частиц жидкостей или твердых веществ.

Многие лекарственные вещества являются взвесями.

Коллоидные системы – это такие системы, в которых размер частиц фазы от100 до 1нм. Эти частицы не видны не вооруженным глазом, и дисперсная фаза и дисперсионная среда в таких системах разделяются с трудом.

Их подразделяют на золи (коллоидные растворы) и гели (студни).

Классификация растворов:

1. По агрегатному состоянию:

‒ жидкие (плазма крови, лимфа, микстуры)

‒ твердые (таблетки, сплавы)

‒ газообразные (воздух, газовые смеси)

2. По типу растворителя жидкие растворы делятся на:

‒ водные (растворитель - вода)

‒ неводные (растворитель - спирт, бензол, эфир, ацетон и т.д.)

3. По количеству растворенных частиц:

‒ насыщенные - раствор содержит максимальное количество растворяемого вещества при данной температуре

‒ ненасыщенные - раствор содержит меньше растворяемого вещества, чем насыщенный при данной температуре

‒ пересыщенные – неустойчивые растворы, при встряхивании из них образуются насыщенные растворы, и выделяется избыток растворенного вещества

‒ концентрированные - содержат много растворенного вещества по сравнению с массой растворителя.

‒ разбавленные - содержат мало растворенного вещества по сравнению с массой растворителя.

   Растворимость вещества в растворителе (воде) характеризует коэффициент растворимости. Он показывает, какая масса вещества может раствориться в 100г растворителя при данной температуре. По растворимости вещества делят на хорошо растворимые (менее 1г вещества на 100г воды), малорастворимые (от 0,001до 1г вещества на 100г воды) и практически нерастворимые (менее0, 001г на 100г воды). Растворимость веществ зависит от природы растворителя, от природы растворяемого вещества, от температуры и других факторов. Для качественной характеристики растворов используют понятия «разбавленный раствор» (содержит мало растворенного вещества) и «концентрированный раствор» (содержит много растворенного вещества).

Количественный состав растворов можно выразить путем определения массовой доли вещества в растворе и молярной концентрации раствора.

Способы выражения концентрации раствора

Концентрация раствора есть число, показывающее, сколько растворённого вещества содержится в определённой массовой или объёмной единице раствора.

Концентрацию насыщенных растворов принято выражать в граммах на 100 г растворителя. Эта величина постоянная при данной температуре и называется растворимостью.

Существует несколько способов выражения концентраций растворов.

 

1.1. Массовая процентная концентрация

Массовая процентная концентрация есть число, которое показывает, сколько грамм чистого растворённого вещества содержится в 100 г раствора или, другими словами, это число, которое показывает, какую массовую долю (%) составляет раство-рённое вещество в растворе.

Массовую процентную концентрацию (или массовую долю растворённого вещества в растворе) можно рассчитать по формуле:

,

где: m _(р.в.) – масса растворённого вещества;

m _{(раствора)} – массовая доля растворённого вещества.

 

Пример 1. Сколько г хлористого натрия и воды следует взять для приготовления 80 г раствора с массовой долей хлорида натрия в растворе 5%?    

Решение

Из формулы   найдём:

 

Ответ: 4 г NaCl, воды 80 – 4 = 76 г

Эту же задачу можно решить вторым способом, путём составления пропорций:

Решение

В 100 г раствора должно содержаться 5 г хлорида натрия т.к. массовая доля его в растворе 5%. Составим и решим пропорцию:        

в 100 г раствора содержится 5 г хлорида натрия

в 80 г раствора содержится Х г хлорида натрия

Разность 80 – 4 = 76 равна массе растворителя, необходимой для приготовления 80 г 5%-ного раствора из 4 г соли.

 

1.2 Молярная концентрация

Молярная концентрация или молярность – это число, которое показывает, сколько молей растворённого вещества содержится в 1 л раствора.

Обозначается молярность буквой М. Масса вещества, соответ-ствующая 1 моль его называется молярной массой. Она выражается в г/моль и численно равна относительной молекулярной массе М _r.

 

Пример 2. Сколько  г CuSO₄·5H₂O потребуется для приготовления

                2 л 4 М раствора?

Решение

Найдём молекулярную массу CuSO₄·5H₂O: M _{r (CuSO4·5H2O)} = 250 1 моль CuSO₄·5H₂O, т.е. молярная масса этой соли равна:

Составим и решим две пропорции:

1. Для 1 л 1 М раствора требуется 250 г соли

      2 л 1 М раствора требуется Х г соли

2. Для 2 л 1 М раствора требуется 500 г соли

      2 л 4 М раствора требуется Х г соли

Ответ: для приготовления 2 л 4 М раствора потребуется 2000 г

CuSO₄·5H₂O.

Пример 3. Определить молярность раствора, содержащего 80 г

NaOH в 500 мл раствора.

Решение

1. Определяем массу щёлочи в 1 л раствора:

 

2. Находим молярность раствора делением массы NaOH в 1 л

раствора на его молярную массу:

где: М _(NaOH) = 40 г/моль

Ответ: молярность раствора равна 4 моль/л.

 

1.3 Нормальная концентрация

Нормальностью раствора называется число, показывающее, сколько моль эквивалентов растворённого вещества содержится в 1 л раствора.

Задачи на определение нормальности раствора решаются точно так же как и на вычисление молярности, но вместо молярной массы берётся её эквивалентная масса. Об эквивалентности раствора вообще можно говорить применительно к конкретной химической реакции. Вам надлежит вспомнить нахождение эквивалентов солей, кислот, оснований, окислителей и восстановителей.

Обратите внимание, что эквивалент окислителя и восстановителя зависит от числа электронов, присоединяемых одной молекулой окислителя или отданных одной молекулой восстановителя.

 

Пример 4. Рассчитать эквивалентные массы азотной кислоты, если

               она восстанавливается до: а) NO₂; б) NO; в)NH₄⁺.

Решение

а) HNO₃ → NO₂;   NO₃^- + 2H⁺ + 1ē → NO₂ + H₂O

 

б) HNO₃ → NO;    NO₃^- + 4H⁺ + 3ē → NO + 2H₂O

 

в) HNO₃ → NH₄⁺; NO₃^- + 10H⁺ + 8ē → NH₄⁺ + 3H₂O

Навеску для приготовления растворов нормальной концентрации можно вычислить по формуле:

где: С э – нормальность раствора;

V – объём раствора в миллилитрах.

 

Пример 5. Сколько нужно взять сульфата алюминия для

                приготовления 400 мл 0,1 н раствора?

 

Решение

1. Рассчитаем молярную и эквивалентную массы сульфата

алюминия:

 

2. Рассчитаем массу Al₂(SO₄)₃ по формуле:

Ответ: необходимо взять 2,28 г Al₂(SO₄)₃.

 

1.4 Переход от одних систем выражения

 концентрации к другим

Перейти от массовой процентной концентрации к молярной или нормальной (и обратно) можно только в том случае, если известна плотность раствора, т.к. массовая процентная концентрация указывает на содержание вещества в определённом весовом количестве раствора (в 100 мас.ч.), а молярная и нормальная – в определённом объёме (в 1 л). При решении задач этого типа можно воспользоваться общими формулами перевода массовой процент-ной концентрации раствора в выражения нормальной и молярной концентрации и наоборот:

где: С н, С м, С _% - нормальные, молярные и массовые процентные

   концентрации;

 ρ – плотность раствора;

М э – эквивалентная масса;

М – молярная масса.

 

Пример 6. Определить молярность раствора серной кислоты

               с массовой долей (%) H₂SO₄ в растворе – 62%.

 

Решение

Определить молярность раствора – это значит узнать, сколько молей безводной серной кислоты содержится в 1 л её раствора. Плотность 62%-ного раствора равна 1,520 г/см³ (из таблицы). Следовательно, масса 1 л раствора серной кислоты равна 1520 г.

 

1. Массу безводной H₂SO₄ в 1 л раствора найдём из формулы для

вычисления массовой доли (%) растворённого вещества:

 

откуда:

 

 можно найти другим способом, составив и решив

пропорцию:

в 100 г раствора H₂SO₄ (ω % = 62%) – 62 г H₂SO₄ (безводной)

в 1520 г — // — // — // — // — – Х г — // — // — // —

 2. Молярность рассчитаем делением массы H₂SO₄ в 1 л раствора на

молярную массу H₂SO₄ (M _H2SO4 = 98 г/моль).

Пример 7. Сколько мл 10%-ного раствора H₂SO₄ нужно взять для

                приготовления 2 л 0,5 М раствора?

Решение

1. Рассчитаем молярную массу H₂SO₄:

М _H2SO4 = 1·2 + 32 + 16·4 = 98 г/моль.

 

2. Рассчитаем, сколько г серной кислоты содержит 2 л 0,5 М

раствора, решив пропорцию:

  в 1 л 0,5 М раствора содержится (0,5·98) г H₂SO₄

  в 2 л — // — // — // — // —        Х г H₂SO₄

3. Находим, в какой массе 10%-ного раствора содержится 98 г

H₂SO₄:

  в 100 г 10%-ного раствора содержится 10 г H₂SO₄

  в Х г      — // — // — // — // — // — 98 г H₂SO₄

раствора H₂SO₄

4. Вычислим объём 10%-ного раствора серной кислоты,

воспользовавшись формулой:

 ,

ρ_{10% H2SO4} = 1,07 г/см³ (из таблицы).

Поставим значение ρ и m в формулу:

Ответ: следует взять 916 мл 10%-ной H₂SO₄

 

Если раствор разбавить водой, то его концентрация изменится обратно пропорционально изменению объёма. Если от разбавления объём раствора увеличится в два раза, то его концентрация в два раза уменьшится. То же самое происходит при смешивании нескольких растворов, при этом уменьшаются концентрации всех смешиваемых растворов.

 

Пример 8.  Смешаны вместе: 5 мл 1 М раствора вещества А, 3 мл 2 М  раствора вещества Б и 2 мл 4 М раствора вещества В. Найти концентрации каждого вещества в растворе после смешивания.

 

Решение

Общий объём раствора после смешивания:

5 + 2 + 3=10 мл.

Следовательно, концентрация нового раствора в отношении каждого из веществ, растворённых в первоначальных растворах, соответственно уменьшилась. Если объём раствора вещества А до смешивания был 5 мл, а после смешивания то же самое количество этого вещества стало находиться уже в 10 мл, концентрация А после смешивания уменьшилась в 2 раза.

Аналогично изменились концентрации двух других растворов:

Чтобы вычислить соотношения, в каких следует взять два раствора известных концентраций для получения раствора заданной концентрации, пользуются правилом креста. Пользуясь этим способом, две прямые линии располагают «косым» крестом. В центре креста пишут величины концентраций исходных растворов: большую – сверху, меньшую – снизу. В конце линий креста справа пишут искомые количества растворов, которые получают вычитанием по диагонали из большей величины меньшей.

Пример 9.  В каком отношении следует смешать 90%-ный раствор серной кислоты с 10%-ным, чтобы получить 40%-ный раствор? 

Решение

По правилу креста находим:

90%                  30             40 – 10 = 30 массовых частей

           40%

10%                  50             90 – 40 = 50 массовых частей

Таким образом, следует взять 30 мас.ч. 90%-ного раствора и прибавить к ним 50 мас.ч. 10%-ного.

 

Если в задаче требуется узнать, какие количества растворов данной концентрации следует взять, чтобы получить заданное количество раствора новой концентрации, то сначала определяют их соотношение, как в примере 6, а потом делят заданное количество пропорционально этому отношению.

 

Пример 10. Какие количества 90 и 10%-ного растворов серной кислоты нужно взять, чтобы приготовить 1600 г 40%-ного раствора?

 

Решение

По правилу креста находим соотношение растворов с массовыми долями (%) серной кислоты 90% и 10%:

90%                  30 массовых частей

                  40%

10%                  50 массовых частей

Затем делим 1600 г на две части, пропорциональные этому соотношению.

90%-ного раствора H₂SO₄ следует взять:

10%-ного раствора H₂SO₄ следует взять:

 

Задачи на разбавление растворов чистым растворителем можно также решать на основании закона смешений, применяя правило креста. В таких случаях чистый растворитель считают за второй раствор с концентрацией 0.

 

Пример 11. Сколько воды нужно прибавить к 100 г раствора с массовой долей (%) NH₃ – 25%, чтобы получить раствор с массовой долей (%) NH₃ – 5%?

 

Решение

Пользуясь правилом креста, определяем соотношение количест-ва исходного раствора и воды.  

25%             5    массовых частей

              5%

     0              20 массовых частей

На 5 мас.ч. раствора с массовой долей (%) NH₃ – 25% следует взять 20 мас.ч. Н₂О.

Составим пропорцию:

Ответ: количество воды, необходимое для приготовления

         раствора, составляет 400 г.

 

При решении задач, в которых концентрация растворов выражена в молях или нормалях, исходят также из закона смешения, но количество растворов выражают в литрах или его долях.

 

Пример 12. Сколько миллилитров 0,5 М и 0,1 М растворов следует

                  взять для приготовления 1000 мл 0,2 М раствора?

 

Решение

0,5            0,1 объёмных единиц = 1 об.ед.

            0,2                                                             

0,1            0,3 объёмных единиц = 3 об.ед.

0,5 М раствора следует взять:

; 1000 – 250 = 750 мл 0,1 М раствора.

Вопросы для самоконтроля:

1. Понятие о дисперсных системах. Виды дисперсных систем: грубодисперсные

системы (суспензии и эмульсии), коллоидные и истинные растворы.

2. Понятие о растворимом веществе и растворителе.

3. Гидратная теория растворов Д. И. Менделеева.

4. Виды растворов.

5. Способы выражения концентрации растворов. Массовая доля, молярная

концентрация и молярная концентрация эквивалента.

 

Задания для самостоятельной работы:

Составить таблицу: «Сравнительная характеристика дисперсных систем».

Решите следующие задачи:

1. Определить массовую долю NaCl в растворе, который содержит 53,5г NaCl в500см3 раствора. Плотность раствора 1,07 г/см3

2. Какова масса Na2CO3, содержащаяся в 0,2 дм3 0,3 молярного раствора?

3. Определить мольную часть глюкозы в водном растворе глюкозы с массовой долей 36%.

4. При некоторых заболеваниях в организм вводят раствор хлористого натрия с массовой долей 0,9%, называемый физиологическим раствором. Вычислите, сколько воды и соли нужно взять для приготовления 250 мл физиологического раствора, плотность которого 1,005 г/см3.

5. Для компенсации недостатка соляной кислоты в желудочном соке применяют ее растворы как лекарственные формы. Сколько мл НС1 с массовой долей 26% (пл. 1,12 г/см3) необходимо для приготовления 200 мл 0,1 н раствора НС1?

6. Для приготовления 0,025М раствора хлорида кальция используют СаСl2 в ампулах с массовой долей 0,45% (пл. 1,04 г/см3). Сколько мл этого раствора необходимо для приготовления 500 мл 0,02 5М раствора?

Подготовьте доклад, реферат или презентацию на тему:

· «Гидратная теория растворов Д.И. Менделеева и ее современное значение»;

· «Коллоидные растворы. Их применение в быту, фармации»;

· «Биологическая роль коллоидных растворов»;

· «Вода - уникальный растворитель»;

·  Истинные растворы, их биологическая роль дляжизнедеятельности живых организмов»;

Список рекомендуемой литературы:

1. Пустовалова Л.М., Никанорова И.Е.Неорганическая химия. Ростов-н/Д. Феникс, 2005

2. Бабков, А.В. Общая и неорганическая химия [Текст]: учебник / А.В. Бабков, Т.И. Барабанова, В.А. Попков. – М.: ГЭОТАР-Медиа, 2014. – 384 с.

3. Егоров А.С. Химия. Пособие-репетитор для поступающих в вузы. – Ростов н/Д, Феникс, 2007