Классификация комплексных соединений

• По принадлежности к определенному классу:

              Комплексные кислоты        H[AuCl₄]; H[BiI₄]; H[B(OH)₄]

Комплексные основания    [Ni(NH₃)₅](OH)₂; [Ag(NH₂)₂]OH

Комплексные соли                K₃[Fe(CN)₆]; [Cr(H₂O)₆]Cl

• По природе лигандов:

Аммиакаты                  [Cu(NH₃)₄]SO₄; [Pt(NH₃)₆]Cl₂

Аквакомплексы         [Co(H₂O)₆]SO₄; [Cu(H₂O)₄]SO₄•H₂O

Гидроксокомплексы K[Al(OH)₄]; K[Zn(OH)₃]

Ацидокомплексы      K₂[HgI₄]; K₃[Fe(CN)₆]

Полииодидные КС    KI+I₂ →K[I•I₂]; KI₅ →K[I₂•I•I₂]

Смешанные КС           [Cr(NH₃)₂(H₂O)₂Cl₂]NO₃

9. Основные понятия термодинамики. Система; виды систем – открытые, закрытые, изолированные (примеры и краткая характеристика). Внутренняя энергия; энтальпия; понятие об энтропии, как мере неупорядоченности системы; энергия Гиббса, как критерий самопроизвольного протекания процесса. Тепловой эффект реакции. Термохимические уравнения. Закон Гесса, следствия из него.

 

Под внутренней энергией системы (система - тело или группа тел, обособленных от окружающей среды) понимают общий ее запас, включающий кинетическую энергию поступательного и вращательного движения молекул, энергию внутримолекулярных колебаний атомов, энергию химической связи, энергию движения электронов, потенциальную энергию взаимодействия ядер с ядрами, электронов с электронами, ядер с электронами, а также внутриядерную энергию – т.е., все виды энергии, кроме кинетической и потенциальной энергии системы в целом. ЭНТАЛЬПИЯ (Н, кДж/моль) H=U+PV. ЭНТАЛЬПИЯ -это термодинамическая функция, равная сумме внутренней энергии и работы расширения системы. ЭНТРОПИЯ (S, Дж/моль К) S=Q/T. ЭНТРОПИЯ -это термодинамическая функция, характеризующая неупорядоченность системы; мера хаоса, беспорядка. ЭНЕРГИЯ ГИББСА (G, кДж/моль) G=H-TS. ЭНЕРГИЯ ГИББСА (изобарно-изотермический потенциал) ∆G - термодинамическая функция, характеризующая меру осуществимости химической реакции. 1-е следствие: Тепловой эффект реакции равен сумме теплот образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ с учетом их количества. 2-е следствие: Тепловой эффект реакции равен сумме теплот сгорания исходных веществ за вычетом суммы теплот сгорания продуктов реакции с учетом их количества. Термохимические уравнения реакций отличаются от химических тем, что в них указывается тепловой эффект реакции и агрегатное состояние или аллотропное видоизменение компонентов реакции. Закон Гесса утверждает, что тепловой эффект химической реакции не зависит от пути ее протекания, а зависит от природы и физического состояния исходных веществ и продуктов реакции. Следствия из закона Гесса позволяют рассчитать любую из перечисленных энергетических характеристик системы.

10. Химическая кинетика. Понятие о механизме реакции. Реакции простые и сложные (параллельные, последовательные, сопряженные). Молекулярность реакции. Скорость химических реакций. Факторы, влияющие на скорость химических реакций в гомогенных и гетерогенных системах.

 Механизм реакции -это совокупность стадий, из которых состоит реакция.  Реакции, состоящие только из одного элементарного акта, называются простыми. Например, к простым реакциям относятся:

N₂O₅ NO₂ + NO + О₂

Последовательные реакции -это реакции, в которых продукты предыдущих стадий расходуются в последующих:

НIО₃ + 3H₂SO₃ НI+ 3H₂SO₄;

5НI + HIO₃ 3I₂ + 3H₂O;

I₂ + H₂O НI + HIO

Параллельные реакции протекают одновременно в нескольких направлениях из одних и тех же исходных веществ:

HClO HCl + O

3HClO 2HCl + HClO₃

2HClО Cl₂O + H₂O

Две реакции называют сопряженными, если одна из них возбуждает протекание другой:

I.    a) 6HI + 2Н₂СгО₄ Сг₂О₃ + 3I₂ + 5Н₂O

б) 6FeO + 2Н₂СгO₄ 3Fe₂O₃ + Сг₂O₃ + 2Н₂O

II.   а)10НСl + 2KМnO₄ + 3H₂SO₄ 5Сl₂ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O

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

III. a) HBrO₃ + 3H₃AsO₃ HBr + 3H₃AsO₄

б) HBrO₃ + 3H₂SO₃ HBr + 3H₂SO₄

IV.  a) 2HI + Н₂О₂ I₂ + 2Н₂O

       б) 2FeSO₄ + Н₂О₂  2FeOHSO₄

Реакция (а) протекает только при наличии реакции (б).

Молекулярность реакции – это минимальное число молекул, участвующих в элементарном химическом процессе. Факторы:от температуры и природы реагирующих веществ; от концентрации реагирующих веществ;влияние катализаторов.

11. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. Порядок реакции. Закон действующих масс. Константа скорости, её физический смысл.

  Зависимость скорости реакции от концентрации выражается законом действующих масс (Н. Н. Бекетов - 1865 г., Гульдберг и Вааге - 1867 г.): при постоянной температуре скорость простой химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам. Например, для простой реакции

2NO(г) + О₂(г) 2NO₂(г)

закон действующих масс может быть выражен формулой:

где V - скорость химической реакции, k - константа скорости, С_NO и СО₂ - концентрации реагирующих веществ.

Реакция в гетерогенной системе протекает на поверхности раздела между фазами. Закон действующих масс не учитывает концентрации твердых веществ, т. к. они реагируют лишь на поверхности, которая остается неизменной, (их «концентрации» постоянны). Так для реакции

С(к) + O₂(г)  СО₂(г)

уравнение закона действующих масс имеет вид: V = k•СО₂

Смысл константы скорости становится ясным, если принять концентрации реагирующих веществ, равными 1 моль/л. Тогда V = k, т. е. константа скорости - это скорость реакции при концентрациях реагирующих веществ, равных единице. Если реакция сложная, то ее скорость определяется той стадией, которая идет наиболее медленно, поэтому уравнение закона действующих масс составляется на основе уравнения реакции этой стадии. Например, реакции разложения пероксида водорода соответствует уравнение:

2Н₂O₂ 2Н₂О + O₂