8 Вопрос
. Строение, номенклатура, классификация и получение комплексных соединений.
Комплексные соединения - это соединения, в узлах кристаллической решетки которых находятся сложные частицы, построенные за счет координации одним атомом (или ионом) электронейтральных или противоположно заряженных ионов, которые способны к самостоятельному существованию при переходе вещества в расплавленное или растворенное состояние.
Например: Na2[Zn(OH)4] ® 2 Na+ + [Zn(OH)4] ‾ 2
Номенклатура комплексных соединений
Согласно номенклатуре ИЮПАК порядок названия комплексного соединения следующий: в именительном падеже называют анион, а потом в родительном – катион. Например: [Сd(NH3)4]SO4 – сульфат тетраамминкадмия; K2[Сd(CN)4] – тетрацианокадмиат (П) калия.
Классификация комплексных соединений
1) по заряду комплексного иона (q):
- катионные (q «+», KИ – Kt) : [Cu(NH3)4] +2 SO4 ; [Cr(H2О)6] +3Cl3
- анионные (q «– », KИ – Аn): K4[Fe(CN)6] ‾4; Na[Al(OH)4]‾
- электронейтральные (q «0», КИ связан с ионами внешней сферы):
[Zn(NH3)2Cl2]0; [Co(NH3)3(NO2)3]0
2) по природе координируемых лиганд:
- аквакомплексы (H2О): [Co(H2О)4]Cl2 ; [Cu(H2О)4]SO4
- амиакатты (NH3): [Ag(NH3)2]Cl; [Zn(NH3)4]Cl2;
- ацидокомплексы (кислотные остатки: Br –, Cl– , СN – и т.д.):
К2[CuBr4]; К3[Fe(CN)6];
- гидроксокомплексы (OH–): Na2[Zn(OH)4]; Na3[Cr(OH)6]
- смешанные комплексы (лиганды разной природы):
[Pt(OH)2(NH3)4]Cl2; [Co(NH3)3(NO2)3]
3) по составу внешней сферы:
- кислоты (Н +): H2[CuCl4]
- основания (OH–): [Сr(NH3)4](OH)2
- соли (Меn+ или ионы кислотных остатков): [Сu(NH3)4]Cl2, K2[PtCl6]
4) по способности проводить электрический ток:
- электролиты (имеется внешняя сфера): Na[Al(OH)4]
- неэлектролиты (отсутствует внешняя сфера): [Zn(NH3)2Cl2]
Вопрос9
. Основные понятия химической термодинамики. Законы термодинамики и термохимии.
Энергетические эффекты процессов и степени упорядоченности частиц в химических реакциях изучает химическая термодинамика.
Состояние системы (вещество или совокупность веществ, реально или мысленно обособленных от окружающей среды) характеризуют термодинамическими параметрами U, H, G, S, F).
Внутренняя энергия U и свободная энергия Гельмгольца F характеризуют изохорно-изотермические процессы (V, T = const).
Химические процессы являются, как правило, изобарно-изотермическими (р, Т = const), поэтому энергетическое состояние этих систем характеризуют термодинамическими параметрами H и G.
|
Энтальпия Н |
Теплосодержание – запас энергии вещества при заданных давлении р и температуре Т. Абсолютное значение Низмерить нельзя. |
DНх.р. = [р×DНобр.(С)+qDНобр.(D)] - [а×DНобр.(А)+bDНобр.(B)]. (следствие з-на Гесса). DНх.р. – изменение энтальпии (тепловой эффект) в ходе реакции, [кДж] |
|
Энтропия S |
Мера беспорядка, хаотичности системы. Является абсолютной величиной для каждого вещества, поэтому знак D передS вещества не ставится.
|
DSх.р.=[р×S(С)+qS.(D)]-[а×S(А)+bS(B)] DSх.р. – изменение энтропии в ходе химической реакции, [Дж]. Знак DSх.р. можно предсказать качественно. |
|
Свободная энергия Гиббса G |
Освобождаемая в ходе реакции часть энтальпии, которая может совершать полезную работу, но не нагревать внешнюю среду, т.к. DHр-ции =DGр-ции + Q Q – связанная энергия системы. Абсолютное значение G измерить невозможно. |
DGх.р. = [р×DGобр.(С)+q×DGобр.(D)] - [а×DGобр.(А)+b×DG обр.(B)] DGх.р. = DНх.р. - Т×DS DGх.р. – изменение свободной энергии Гиббса в ходе реакции, [кДж]
|
· DH, DS, DG – функции состояния системы, их изменение не зависит от пути, по которому шел процесс, но DH, DS, DG зависят от начального (1) и конечного (2) состояния системы (природы веществ, фазового состояния веществ, количества веществ и физических параметров Т, р).
DH = Н2 – Н1 (закон Гесса); DS = S2 – S1; DG = G2 – G1
· DHобр.(Х), [кДж/моль]; DGобр.(Х), [кДж/моль]; S(Х), [Дж/(моль×К)] – это молярная теплота, молярная свободная энергия Гиббса и абсолютная молярная энтропия каждого отдельного вещества.
· DH0обр.(Х), DG0обр.(Х) – стандартные теплота образования и энергия Гиббса образования вещества. Соответствуют изменению H и G при образовании 1 моль сложного вещества из простых веществ в их устойчивом при стандартных условиях (298К; 101,325 кПа) состоянии.
Например, DHобр.(Na2CO3) = 1130,9 кДж/моль, описывается следующим термохимическим уравнением:
|
2Na (т) + С графит + О2( г) = 1Na2CO3 (к); DH0 = 1130,9 кДж/моль.
· DH0обр. и DG0обр простых веществ в их устойчивом состоянии (например, О2 не О3; Н2, но не Н…) приняты равными нулю.
· S только чистого кристаллического вещества при Т=0К (-2730С) принимается равной нулю. При Т>0 любое вещество характеризуется своей энтропией.
· Знак DS реакции можно предсказать качественно. S пропорциональна количеству вещества и возрастает (DS>0) с увеличением движения частиц веществ друг относительно друга: при нагревании, плавлении, испарении, возгонке, увеличении объема, ослаблении и разрыва связи между атомами…
Процессы, связанные с упорядоченностью системы (DS<0): конденсация, кристаллизация, осаждение, сжатие (уменьшение объема), полимеризация, упрочнение связи между атомами приводят к уменьшению энтропии.
Термохимия
Тепловой эффект реакции DНх.р. – изменение теплоты в ходе реакции в соответствии со стехиометрическими коэффициентами в уравнении реакции. [кДж]; 1Дж = 10-3кДж.
DН(прямой р-ции) = DН (обратной р-ции) , но имеют противоположные знаки (следствие 1-го закона термохимии Лавуазье и Лапласа).
Термохимическое уравнение – уравнение химической реакции, в которой указан тепловой эффект реакции, а также фазовое состояние каждого вещества: газообразное (г), жидкое (ж), твердое (т), кристаллическое (к) или аллотропическая форма простого вещества.
В термохимии тепловой эффект реакции непосредственно записывают в химическое уравнение справа со знаком плюс (экзотермическая реакция) или со знаком минус (эндотермическая реакция)
Экзо-и эндотермические реакции. Первые выделяют теплоту в окружающую среду (DН<0; т.к. Н2<Н1), а вторые поглощают теплоту из окружающей среды (DН>0; т.к. Н2>Н1).[kgl]