РАЗДЕЛ I . Строение атома и химическая связь

Химия

Часть I. Общая химия

 

 

Государственное бюджетное образовательное учреждение

высшего профессионального образования

«Северный государственный медицинский университет»

Министерства здравоохранения Российской Федерации

Северный научный центр РАМН

Химия

Часть I. Общая химия

Методические рекомендации

 

 

Архангельск

2015

Печатается по решению центрального координационно-методического совета Северного государственного медицинского университета

Авторы-составители:

Е.А. Айвазова, кандидат биологических наук, заведующая кафедрой общей и биоорганической химии СГМУ; Е.А. Журавлева, кандидат биологических наук, доцент кафедры общей и биоорганической химии СГМУ; Т.А. Корельская, кандидат химических наук, доцент кафедры общей и биоорганической химии СГМУ; Г.П. Суханова, кандидат технических наук, доцент кафедры общей и биоорганической химии СГМУ; Н.А. Матонина, старший преподаватель кафедры общей и биоорганической химии СГМУ; Д.Р. Гамыркина, ассистент кафедры общей и биоорганической химии СГМУ.

Рецензенты:

И.А. Крылов , доктор медицинских наук, заведующий кафедрой фармакологии СГМУ;

М.В. Никитина, кандидат химических наук, доцент кафедры химии ИЕНБ САФУ им. М.В. Ломоносова.

 

Методические рекомендации содержат материал по основным разделам общей химии и предназначены для самостоятельной работы студентов лечебного, педиатрического, стоматологического факультетов и медико-профилактического отделения факультета медицинской профилактики и экологии. В каждом разделе содержится теоретический материал, вопросы и задания для самоподготовки.

Могут быть полезны студентам других факультетов медицинских ВУЗов, учителей гимназий, лицеев и школ с углубленным изучением химии.

 

 

© Северный государственный

медицинский университет, 2015

ВВЕДЕНИЕ

 

Для успешного усвоения знаний в смежных дисциплинах студент медицинского ВУЗа должен хорошо усвоить теоретические основы химии. Этому несомненно способствует решение логических и расчетных задач, касающихся основных разделов общей химии: строение атома, химическая связь, термодинамика, кинетика, физико-химические свойства растворов.

Решение задач является важнейшим средством формирования химического мышления, одним из путей осуществления связи теории с практикой, практического применения полученных знаний. Велика и развивающая функция решения задач: формирование рациональных приемов мышления и устранение формализма знаний, развитие самостоятельности.

Данные методические рекомендации соответствуют программе по химии лечебного, педиатрического, стоматологического факультетов и факультета медицинской профилактики. В каждом разделе представлено краткое теоретическое введение, облегчающее понимание основных положений изучаемой темы, приведены вопросы и задания для самостоятельного решения.

РАЗДЕЛ I. Строение атома и химическая связь

Актуальность

Все разнообразие объектов живой и неживой природы состоит из атомов тех или иных химических элементов. Наблюдаемые свойства различных веществ окружающего мира (способность к окислению, восстановлению, комплексообразованию, диссоциации, гидролизу, растворимости и т.д.) в итоге определяются строением электронных оболочек атомов, образующих данное соединение. Однако, свойства веществ определяются не только строением их атомов, качественным и количественным составом, но и внутренней структурой молекул, типом химических связей между атомами, их образующих. От типа данных связей и их свойств зависит скорость и направление протекания реакций.

Знание материала данной темы необходимо для изучения строения и свойств различных неорганических и органических биологически активных соединений.

Цель:  сформировать современные представления о строении атома, природе химической связи и её влиянии на строение и свойства химических соединений. 

Строение атома

Атом – это электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. 

Атом – это наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства.

Химический элемент – совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра. Атомы данного элемента характеризуются одинаковыми свойствами.

Квантовая теория строения атома

Электрон в атоме может находиться только во вполне определенных состояниях. При переходе электрона из одного состояния в другое энергия поглощается или выделяется порциями – квантами энергии.

В 1913 г. Нильс Бор предложил квантовую теорию строения атома водорода, которая была основана на следующих постулатах:

1) в изолированном атоме электрон движется по круговым стационарным орбитам, на которых он не излучает и не поглощает энергии. Каждой такой орбите соответствует определенное значение энергии (E₁, E₂, E₃, …n), где n– целое число, отвечающее возможному стационарному состоянию;

2) переход электрона из одного стационарного состояния (E₂) в другое (E₁) сопровождается испусканием кванта монохроматического (λ = const) излучения с частотой .

 

Принцип неопределённости

Чем с большей точностью определяют положение электрона в пространстве, тем с меньшей точностью можно определить его скорость. И наоборот, чем с большей точностью определяют скорость электрона (абсолютную величину и направление), тем с меньшей точностью можно определить его положение в пространстве.

Характерная для электронов двойственность поведения отражена в  соотношении неопределённостей, предложенном Гейзенбергом (1927):

, где

 Δ p = mΔ V_x – ошибка в определении (неопределённость) импульса микрообъекта по координате x;

Δ x – ошибка в определении положения микрообъекта по этой координате.

Таким образом, невозможно одновременно определить положение и импульс любого микрообъекта с одинаково высокой точностью.

Следствие: движение электрона в атоме – движение без траектории.

 

Квантовые числа описывают всю совокупность движений электрона в атоме; определяют размер (n), форму (l) и ориентацию (m_l) атомной орбитали (АО) в пространстве (рис. 1). Они связаны с физическими свойствами электрона.

n – главное квантовое число – характеризует энергетический (квантовый) уровень электрона; может принимать любые целые положительные значения от 1 до ∞.

l – орбитальное квантовое число – характеризует энергетический подуровень электрона; связано со значением главного квантового числа n; оно изменяется в интервале 0….(n– 1).

  m_l – магнитное квантовое число – магнитный момент, определяет расположение атомной орбитали в пространстве; может принимать значения (-l….0.... +l), а всего это число может принимать (2l + 1) значений, включая нулевое.

m_s – спиновое число – характеризует вращение электрона вокруг своей оси; принимает два значения: +1/2 и –1/2.

Рис. 1. Формы s-, p-, d- и f- электронных облаков (орбиталей)

Электронный уровень – совокупность орбиталей с одинаковыми значениями главного квантового числа (2s- и 2р-подуровни образуют второй электронный уровень; 3s-, 3p- и 3d-подуровни образуют третий электронный уровень).

Электронный подуровень – совокупность орбиталей одного уровня с одинаковыми значениями орбитального квантового числа.

Электронное облако – область пространства,  в каждой из точек которой может находиться данный электрон.

Атомная орбиталь (АО) – геометрический образ одноэлектронной волновой функции, зависящей от квантовых чисел n, l и m_l, представляющий собой область наиболее вероятного пребывания электрона в атоме.

Для условного изображения АО принят символ квадрата, называемый квантовой или электронной ячейкой. Так как каждой АО отвечает только одно значение m_l, то число АО, или квантовых ячеек, для данной величины орбитального квантового числа l будет следующим:

Квантовая ячейка – символическое изображение орбитали на энергетической диаграмме.

Вопросы для самоконтроля

Задания для самоконтроля

1. Дополните утверждения:

1. Мельчайшая частица химического элемента, сохраняющая его химические свойства, состоящая из  протонов, нейтронов, электронов, называется ______________.

2. Околоядерное пространство, в котором с наибольшей вероятностью может находиться электрон, называется _____________.

3.  Квантовое число, характеризующее собственное вращение электрона вокруг своей оси, называется ______________.

4. Величина, характеризующая окислительно-восстановительные свойства нейтрального атома, называется ______________.

5. Первые два элемента в каждом периоде, последний электрон у которых идет на внешний энергетический уровень s-подуровня, называются ___________.

 

2. Напишите определения:

Электронная орбиталь –

Атомное облако –

 

3. Сформулируйте правила:

Правило Гунда:

Принцип Паули:

Правило Клечковского:

 

4. Составьте сводную таблицу энергетических уровней и подуровней в атоме по следующей форме:

Квантовые числа			Энергетический подуровень			Энергетический уровень
n	L	ml	Обозначение	Число АО	Число e–	Номер	Число АО	Число e–
1	0	0	1s	1	2	1	1	2
2	0 1	0 +1, 0, -1	… 2p	1 3	… 6	… …	4 …	… …
3	0 … …	… … …	3s 3р …	1 … …	2 … …	… … …	… … …	... … …

 

5. Установите соответствие:

Квантовое число	Характеристика
1) главное	а) форма электронного облака б) энергия электрона в) энергетическое состояние электрона на подуровне г) собственное вращение электрона вокруг своей оси д) ориентация орбитали в пространстве е) размеры электронного облака
2) орбитальное
3) магнитное
4) спиновое

 

6. По набору квантовых чисел последнего электрона определите элементы:

а) n = 6,  l = 1, m = -1,  s = ½;

б) n = 3,  l = 2, m = 0,  s = ½;

в) n = 4,  l = 1, m = 1,  s = -½;

 

7. Составьте шкалу возрастания энергии подуровней в соответствии с правилом Клечковского по следующей форме:

S=n+l	Шкала подуровней	Номер периода	Число элементов в периоде
1=1+0	1s	1	2
2=2+0 3=2+1	2s 2p	2	8
3=3+0 …	3s …	…	…
…	…	…	…

 

8. Укажите, какие утверждения являются правильными:

а) каждый период включает элементы А- и Б-групп;

б) d-элементы расположены между f-элементами (слева) и р‑ элементами (справа);

в) нейтральные атомы элементов одной и той же А-группы имеют одинаковое число валентных электронов;

г) атомы p-элементов больших периодов имеют незаполненный (n–1) d-подуровень;

д) число валентных электронов у атомов А- и Б-подгрупп с одинаковым номером одно и то же;

е) атомы всех благородных газов содержат заполненные s- и р-подуровни.

 

9. Установите соответствие:

Электронная формула	Частица
1) 1s22s22р6 3s23р6 2)     1s22s22p63s2	а) Са2+ б) Ar в) К г) F	д) S2- e) Сl- ж) Cl3+ з) Mn7+	и) К+ к) Cl л) С м) Si

 

10.  Определите ошибки,  допущенные при распределении электронов в следующих электронных формулах атомов:

а) ₂₇Co: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵3d⁸4s¹4p¹;

б) ₃₂Ge: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵3d⁸4s¹4p⁶;

в) ₃₃As: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁹4s¹4p⁵;

г) ₅₀Sn: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶4d⁸5s¹5p²5d³;

д) ₂₃V: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵3d³4s¹4p²;

е) ₅₂Te: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s¹4p⁵4d⁸5s⁰5p⁶5d⁴.

 

11. Напишите электронные и электронно-графические формулы атомов Fe и F и ионов Fe ²⁺, F е³⁺ и F ^–.

 

I. 2 Химическая связь

 

Химическая связь – это взаимодействие атомов, обусловленное перераспределением электронной плотности в системе, которое сопровождается уменьшением полной энергии системы (молекулы, комплекса, кристалла и т.д.).

Метод валентных связей

Основные принципы образования химической связи по МВС:

1. Химическая связь образуется за счет валентных (неспаренных) электронов.

2. Электроны с антипараллельными спинами, принадлежащие двум различным атомам, становятся общими.

3. Химическая связь образуется только в том случае, если при сближении двух и более атомов полная энергия системы понижается.

4. Основные силы, действующие в молекуле, имеют электрическое, кулоновское происхождение.

5. Связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака.

6. Химическая связь располагается в том направлении, при котором достигается максимальное перекрывание электронных облаков взаимодействующих атомов.

Виды ковалентной связи

σ -Связь – связь, образованная однократным перекрыванием орбиталей по прямой, связывающей центры атомов, с максимумом перекрывания на этой прямой.

π -Связь – ковалентная связь между атомами, образованная при боковом перекрывании их электронных облаков.

 

Механизмы образования ковалентной связи

Обменный механизм: ковалентная связь образуется двумя электронами, обладающими противоположно направленными спинами и принадлежащими разным атомам.

Донорно-акцепторный механизм: один из атомов (донор) представляет для связи пару электронов, а другой (акцептор) – вакантную орбиталь.

Дативный механизм – атомы, образующие связь, одновременно выполняют функции и донора, и акцептора.

 

Свойства ковалентной связи

Энергия связи – мера прочности химической связи, количество энергии, выделяющееся при образовании химической связи.

Любая химическая связь образуется с выделением энергии, для ее разрыва требуется затратить энергию, равную энергии связи.
    Длина химической связи – это расстояние между центрами ядер атомов в молекуле, когда силы притяжения между атомами уравновешены силами отталкивания и энергия системы минимальна.

Кратность (порядок) связи – это число общих электронных пар, участвующих в образовании связи.

Насыщаемость − способность атома образовывать столько ковалентных связей, сколько у него имеется энергетически доступных атомных орбиталей.

Направленность связи показывает, в каком направлении смещается электронная плотность связи. Обычно это происходит от менее электроотрицательного атома к более электроотрицательному.Это параметр, определяющий пространственную структуру молекул, их геометрию, форму.

Полярность химических связей — характеристика, показывающая изменение распределения электронной плотности в пространстве вокруг ядер в сравнении с распределением электронной плотности в образующих данную связь нейтральных атомах. В качестве количественной меры полярности связи используются так называемые эффективные заряды на атомах:         Н^+δ –Cl^{− δ} . Полярность связи может быть выражена через ее дипольный момент μ _св:

· Неполярная ковалентная связь возникает в том случае, если частица образуется атомами с одинаковыми электроотрицательностями  (молекулы состоят из атомов одного вида). В этом случае электронная плотность расположена симметрично между атомами: O₂, Cl₂, N₂.

· Полярная ковалентная связь возникает в том случае, если частица образована атомами с различными электроотрицательностями (молекулы состоят из различных атомов). В этом случае электронная плотность смещена в сторону одного из атомов: НСl, Н₂О, NO.

 

Полярность молекулы определяется разностью электроотрицательностей атомов, образующих двухцентровую связь, геометрией молекулы, а также наличием неподеленных электронных пар, так как часть электронной плотности в молекуле может быть локализована не в направлении связей. Полярность молекулы выражается через ее дипольный момент, который равен векторной сумме всех дипольных моментов связей молекулы.

Поляризуемость связи – выражается в смещении электронов связи под влиянием внешнего электрического поля, в том числе и другой реагирующей частицы. Поляризуемость определяется подвижностью электронов. Электроны тем подвижнее, чем дальше они находятся от ядер. По поляризуемости   π -связь значительно превосходит  σ -связь, так как максимум электронной плотности π -связи располагается дальше от связываемых ядер.

 

Теория гибридизации

Гибридизация – это усреднение АО центрального атома по форме и энергии перед химическим взаимодействием, что приводит к образованию гибридных орбиталей, направленных в сторону образующейся связи. Число гибридных АО равно числу участвующих в гибридизации исходных АО.

sp ³ -гибридизация: одна s + три р ® четыре sp³.

             

Оси sp³-гибридных орбиталей направлены к вершинам правильного тетраэдра, и валентный угол (угол между осями орбиталей) соответствует такому пространственному их расположению и составляет 109°28¢.

sp ² – гибридизация: одна s + две р ® три sp².

Оси sp²-гибридных орбиталей лежат в одной плоскости и направлены под углом 120° друг к другу.

sp- гибридизация: одна s + одна р ® две sp.

Оси sp²-гибридных орбиталей находятся под углом 180°, то есть лежат на одной прямой. Это ещё менее вытянутые орбитали, чем sp²-гибридные.

Если на валентных подуровнях атома часть орбиталей полностью заполнена, эти АО тоже участвуют в гибридизации. Так гибридизуются валентные орбитали атома азота в аммиаке и атома кислорода в воде.

 

Каждому виду гибридизации АО соответствует определенная геометрическая форма молекулы:

Вид гибридизации	Число связей	Валент ный угол	Конфигурация орбиталей	Примеры
Sp	2 АВ2	1800	линейная	H–Be–H,
sp2	3  АВ3	120o	плоская треугольная	BCl3;
sp3	4 а) АВ4; б) АВ3; в) АВ2.	а)109, 5o б)107, 50 в) 104, 50	тетраэдрическая	а) CH4; б) NH3; в) Н2О.
sp2d	4	90o	плоская квадратная	[Ni(CN)4]2–, [PtCl4]2–
sp3d	5 АВ5	α =90o; β = 120o	тригонально- бипирамидальная	PCl5
sp3d2	6 АВ6	90o	октаэдрическая	[CoF6]3–,  SF6

 

Вопросы для самоконтроля

1. Что такое химическая связь? Какие типы химической связи Вы знаете?

2. Метод валентных связей. Основные положения метода.

3. Как образуется ковалентная химическая связь? Какие способы её образования Вы знаете? Приведите соответствующие схемы и примеры.

4. Какие атомы или ионы называют донорами и акцепторами электронных пар? Приведите примеры.

5. Валентность. Максимальная валентность. Валентно-насыщенное и валентно-ненасыщенное состояние атома (на примере элементов II периода).

6. Какими свойствами обладает ковалентная связь?

7. Направленность химической связи. Влияние направленности связи на пространственную конфигурацию молекул типа АА, АВ, А₂В, А₃В. Насыщаемость, кратность связи длина и энергия связи.

8. Полярность и поляризуемость химической связи. Дипольный момент связи (постоянный и индуцированный). Полярная и неполярная ковалентная связь.

9. Какую ковалентную связь называют σ -связью и какую π -связью? Ответ разберите на конкретных примерах.

10. Что такое гибридизация атомных орбиталей?

11. Какие типы гибридизации являются наиболее важными? Сколько гибридных орбиталей образуется в результате: sp -, sp ² -, sp ³ -гибридизации?

12. Что такое степень окисления элемента в соединениях с полярной ковалентной связью? Ионная связь как предельно поляризованная ковалентная связь. Гомо- и гетеролитический разрыв связи.

13. Водородная связь. Механизм образования водородной связи. Межмолекулярная и внутримолекулярная водородная связь.

Задания для самоконтроля

1. Дайте определения следующим понятиям:

Химическая связь –

Степень окисления —

Валентность –

Водородная связь –

Энергия связи –

Направленность связи –

Насыщаемость связи –

Полярность связи –

Поляризуемость –

2. Дополните утверждения:

1. Химическая связь, осуществляемая за счет обобществления электронных пар – это_________________ связь.

2. Способность атомов химического элемента оттягивать к себе общие электронные пары, участвующие в образовании химической связи, называется ___________________.

3. Химическая связь между ионами, осуществляемая за счет электростатического притяжения, называется ____________ связью.

4. Расстояние между центрами атомов в молекуле называется _________________.

 

3. Выберите из списка вещества, содержащие только ковалентные полярные связи: NH₄Cl, Al₂O₃, CH₄, KNO₂, Cr, P₂O₅, NH₃, O₂.

 

4. Напишите структурные формулы данных соединений. Выберите пару молекул, в которых число π -связей одинаково.

а) Cl₂O₇ и P₂O₅;                             б) CO₂ и C₂H₂;

в) CH₃COOH и CO₂;                     г) H₂SO₄ и H₃PO_4.

 

5. Число σ -связей увеличивается в ряду:

а) этан, силан, хлорид фосфора (III);

б) гексафторид серы, серная кислота, азотная кислота;

в) этилен, хлорид мышьяка (V), угольная кислота;

г) хлорная кислота, серная кислота, оксид хлора (VII).

 

 6. Полярность связи уменьшается в ряду:     

а) NH₃, PH₃, AsH₃;                                                    в) H₂O, SiH₄, CH₄;

б) HBr, HCl, HF;                                 г) H₂S, H₂Se, H₂O.

   

7. Укажите, у каких из ниже приведенных молекул химические связи имеют полярный характер:

F ₂, CO, N ₂, HBr, В r ₂.

 

8. Дипольные моменты молекул BF₃ и NF₃ равны соответственно 0 и 0, 2D. Объясните причины неполярности первой и полярности второй молекул.

 

9. Используя значения относительных электроотрицательностей атомов, расположите указанные соединения в порядке возрастания ионности связи. К какому из соединяющихся атомов смещено электронное облако и почему?

а)	NH3, PH3, AsH3, SbH3;
б)	BeF2, MgF2, CaF2, BaF2;
в)	CF4, NF3, OF2, F2;
г)	N2O, NO, NO2, N2O4.

 

10. Энергия связи уменьшается в ряду:

а) хлорид углерода (IV), хлорид сурьмы (III);

б)  хлорид мышьяка (III), хлорид фосфора (III);

в)  хлорид олова (IV), хлорид фосфора (V);

г)  хлорид ванадия (III), хлорид бора (III).

 

11. Длина связи уменьшается в ряду:

а) BH₃, CH₄, NH₃ ;                                                     в) HF, HBr, HI;

 б) SiH₄, HCl, H₂S;                         г) H₂O, PH₃, HCl.

 

12. Используя электронно-графические формулы определите валентности йода и фосфора в основном и возбужденном состояниях.

 

13. Определите степень окисления и валентность атома углерода в приведенных соединениях:

CH₄; CH₃Cl; CH₂Cl₂; CHCl₃; CCl₄.

 

14. Для соединений H₂SO₄ и СО₂

а) запишите структурные формулы;

б) определите число s- и p-связей в молекуле;

в) запишите электронные и электронно-графические формулы центрального атома в основном, и, если надо – в возбужденном состоянии;

г) определите тип гибридизации, геометрию молекул;

д) изобразите схемы перекрывания орбиталей.

 

15.  Какие атомы элементов II периода могут быть донорами и акцепторами электронных пар? Чем это определяется? Возможна ли донорная или акцепторная функция для центрального атома в молекулах: BeF₂, BF₃, CF₄, NH₃, H₂O, PCl₅?

 

16.  Заполните таблицу:

№	Частица	Геометрическая форма	Тип гибридизации АО	Пространственное изображение частицы	Количество s- и p- связей
1	BeF2	Линейная
2	BCl3		sp2
3	BCl4-
4	CF4				4s
5	CO2
6	H2O
7	H3O+
8	GeF4
9	NOF

        

17. С позиций метода валентных связей покажите образование предложенных молекул. Какие орбитали соединяющихся атомов участвуют в образовании связей? Сколько σ - и π -связей содержат молекулы? Какова пространственная структура каждой молекулы? Каков тип гибридизации атомных орбиталей центрального атома (если есть)? Отметьте полярность связей и полярность молекулы в целом.

а) N₂; б) AsH₃;    в) COCl₂;    г) H₂Se.

 

18. С позиций метода валентных связей объясните механизм образования молекулы SiF₄ и иона SiF₆^2-. Может ли существовать ион СF₆^2-.

Строение

Положения координационной теории Вернера:

1. Центральное место в комплексных соединениях занимает комплексообразователь – обычно положительно заряженный ион (чаще всего металл).

2. Вокруг комплексообразователя расположены или координированы лиганды (адденды), т.е. ионы противоположного знака или нейтральные молекулы.

3. Комплексообразователь и лиганды образуют внутреннюю сферу комплексного соединения.

4. Ионы, не вошедшие во внутреннюю сферу, составляют внешнюю сферу комплексных соединений.

 

Вопросы для самоконтроля

1. Сформулируйте основные положения координационной теории Вернера. Что такое центральный атом, лиганды, координационное число центрального атома? Каков характер связей в комплексах с точки зрения метода валентных связей?

2.  Исходя из электронного строения атомов элементов s-, p- и d-семейств сопоставьте способность к комплексообразованию и их место в химии комплексных соединений.

3. Приведите классификацию комплексных соединений по заряду и природе лигандов. Катионные комплексные соединения (аквакомплексы, аммиакаты). Анионные комплексные соединения (ацидокомплексы, гидроксокомплексы).

4. Номенклатура комплексных соединений.

5. Ионные равновесия в растворах комплексных соединений. Константы нестойкости и устойчивости комплексных ионов.

6. Внутрикомплексные соединения (хелаты). По какому признаку комплексы относят к хелатным?  Приведите примеры хелатных и нехелатных комплексных соединений.

7. Какие свойства комплексных соединений используют при подборе лекарств для лечения при отравлениях? Что такое антидот?

8. Что такое комплексоны? Почему с их помощью можно ослабить токсическое действие ионов тяжелых металлов на организм человека? Приведите примеры наиболее используемых в биологии и медицине комплексонов и комплексонатов.

 

Задания для самоподготовки

1. Дайте определения:

Комплексное соединение –

Лиганды –

Комплексообразователь –

Комплексон –

Комплексонат – 

 

2. Заполните пропуски в тексте, вписывая недостающие слова:

а) Комплексное соединение обычно состоит из внутренней и внешней____________. Внутреннюю _________ образует комплексообразователь - атом или ____________. Во внутренней _________ находятся отрицательно заряженные ионы или ___________. Число лигандов во внутренней сфере зависит от______________________ числа комплексообразователя. Но оно зависит и от такой характеристики лиганда, как______________. Она показывает, сколько координационных мест может занимать лиганд, образуя связи с комплексообразователем. Внешнюю сферу образуют ионы, число которых зависит от ____________________внутренней сферы.

б) На этой схеме показано строение комплексного_________________. Судя по схеме координационное число равно______________, а дентатность каждого____________равна______________. Если частицы А - это однозарядные отрицательные ____________, то данное соединение _______________ комплексное соединение, и заряд внутренней сферы равен_______________.

 

3. Дайте названия следующим комплексным соединениям: [Cu(NH₃)₄]SO₄, K₄[Fe(CN)₆], [Cr(CO)₆], Н₂[PtCl₆], K[ReF₇], Ba[Cr(NH₃)₂(SCN)₄]₂, [Pt(NH₃)₂Cl₂], [Co(NH₃)₄(H₂O)Cl]Cl₂, K[Cr(C₂O₄)₂(H₂O)₂].

 

4. Установите соответствие:

Комплексное соединение		Координационное число		Заряд внутренней сферы
1	Хлорид диамминсеребра	А	4	а	-1
2	Нитротетрахлороаммин-кобальтат (III) аммония	Б	6	б	-2
3	Гидроксотрифторо-беррилат галия (III)	В	2	в	0
4	Оксалатохлоротриаква-кобальт (III)	Г	3	г	+1

 

5. Заполните таблицу:

Структурный элемент	Комплексное соединение
	[Pd(H2O)(NH3)2Cl]Cl	K2[Zn(CN)4]	[Co(NH3)4SO4]	[Fe(CO)2(NO)2]
Внешняя сфера
Внутренняя сфера
Комплексо- образователь
Лиганды
КЧ
Дентатность
Название
Тип КС

 

6. Составьте формулы возможных координационных соединений, если известен комплексообразователь Cr³⁺ (КЧ = 6), возможные лиганды и ионы внешней сферы: NH₃, H₂O, Cl^-, K⁺.

 

7. Заполните пропуски в таблице:

Параметр	Комплексное соединение
	[Ag(NH3)2]-	[BF4]-	[Fe(CN)6]3-	[Cu(H2O)4]2+
Заряд комплексо- образователя			3+
КЧ	2
Тип гибридизации орбиталей центрального атома				sp2d
Графическое изображение расположения связей
Конфигурация комплекса				квадратно-плоскостная

 

Какая химическая связь называется координационной или донорно-акцепторной? С позиций метода валентных связей разберите строение двух комплексных ионов из данного задания. Укажите донор и акцептор.

 

8. Константа нестойкости комплексного иона [Ag(NH₃)₂]⁺ равна отношению:

а)                    б)

в)                     г)

д)                    е)

 

12345678910Следующая ⇒

Поделиться: