41. Тип гибридизации орбиталей комплексобразователя и геометрия комплексных ионов.

Коор­ди-национ-ное число	Конфигурация координационной сферы М – комплексообразователь		Тип гибриди- зации	Примеры
2	Линейная		sp	[Ag(NH3)2]+
3	Плоская треугольная		sp2, d2s	[HgI3]-
4	Тетраэдрическая		sp3, d3s	[FeCl4]-
4	Плоская квадратная		sp2d	[PtCl4]3-
5	Тригонально-бипирамидальная		sp3d	[Fe(CO)5]o
6	Правильная октаэдрическая		sp3d2	[Co(NH3)6]3+
6	Искажённая октаэдрическая		sp3d2

41. Таблица 12

Тип гибридизации атомных орбиталей комплексообразователя, координационные числа и конфигурация внутренней сферы

 

Геометрия комплексного иона определяется типом гибридизации свободных орбиталей ЦА (Табл. 2.1).

Таблица 2.1 Геометрическое строение и тип гибридизации комплексных ионов

КЧ	Тип гибридизации	Пространственное строение	Пример
2	sp	Линейное	[Ag(NH3)2]+
3	sp2	Тригональное	[HgI3]?
4	sp3	Тетраэдр	[FeBr4]2?
4	dsp2	Квадрат	[Ni(СN)4]2?
5	dsp3, d3sp	Тригональная бипирамида	[CuCl5]3?
5	d2sp2, d4s	Квадратная пирамида	[Ni(CN)5]3?
6	d2sp3	Октаэдр	[Co(NH3)6]3+
7	d3sp3	Пентагональная бипирамида	[V(CN)7]4?
8	d4sp3	Квадратная антипризма	[TaF8]3?

42. Первичная и вторичная диссоциация комплексных соединений. Константа нестойкости и константа устойчивости комплексных соединений (ионов Диссоциация комплексных соединений в растворах

             В растворах комплексные соединения могут подвергаться первичной и вторичной диссоциации.

            Первичная диссоциация комплексного соединения  - это его распад на комплексный ион, образованный внутренней сферой и ионы внешней сферы. В водных растворах первичная диссоциация комплексных соединений обусловлена разрывом ионной связи между внутренней и внешней сферами, она практически необратима.  Вторичная диссоциация характеризуется константой равновесия, причем для каждой из стадий можно вычислить свою константу. Для количественной оценки устойчивости внутренней сферы комплексного соединения используют константу равновесия, описывающую полную ее диссоциацию. Эту константу называют константой нестойкости комплекса Кнест. В соответствии с законом действующих масс для приведенного нами выше примера диссоциации иона диамминсеребра выражение для константы нестойкости принимает вид:. константой равновесия, называемой констан­той нестойкости комплексного иона. Константы нестойкости для различных комплексных ионов весьма различны и могут служить мерой устойчивости комплекса. Константы нестойкости, в выражения которых входят концентра­ции ионов и молекул, называются «концентрационными». Более строгими и не зависящими от концентраций и ионной силы рас­твора являются константы нестойкости, содержащие вместо кон­центраций активности ионов и молекул. В разбавленных растворах эти два различных выражения констант нестойкости совпадают друг с другом. Из приведенной формулы видно, что чем меньше концентра­ция продуктов распада, т. е. чем устойчивее комплекс, тем меньше его константа нестойкости.

43 Окислительно-восстановительные реакции (ТТР). Полуреакция окисления. Полуреакция восстановления Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции, также редокс (англ. redox, от reduction-oxidation — восстановление-окисление) — это встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ (или ионов веществ), реализующихся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем (акцептором) и атомом-восстановителем (донором).К ОВР относятся реакции, сопровождаемые изменением степеней окисления атомов. Окисление

Окисление — процесс отдачи электронов, с увеличением степени окисления.

При окисле́нии вещества в результате отдачи электронов увеличивается его степень окисления. Атомы окисляемого вещества называются донорами электронов, а атомы окислителя — акцепторами электронов.

В некоторых случаях при окислении молекула исходного вещества может стать нестабильной и распасться на более стабильные и более мелкие составные части (см. Свободные радикалы). При этом некоторые из атомов получившихся молекул имеют более высокую степень окисления, чем те же атомы в исходной молекуле.

Окислитель, принимая электроны, приобретает восстановительные свойства, превращаясь в сопряжённый восстановитель:

окислитель + e⁻ ↔ сопряжённый восстановитель.

Восстановление

Основная статья: Восстановление

Восстановле́нием называется процесс присоединения электронов атомом вещества, при этом его степень окисления понижается.

При восстановлении атомы или ионы присоединяют электроны. При этом происходит понижение степени окисления элемента. Примеры: восстановление оксидов металлов до свободных металлов при помощи водорода, углерода, других веществ; восстановление органических кислот в альдегиды и спирты; гидрогенизация жиров и др.

Восстановитель, отдавая электроны, приобретает окислительные свойства, превращаясь в сопряжённый окислитель:

восстановитель — e⁻ ↔ сопряжённый окислитель.

Несвязанный, свободный электрон является сильнейшим восстановителем.

44. Определение степени окисления элементов в составе окислителей и восстановителей. Способы составления уравнений ОВР: метод электронного баланса и метод полуреакций (ионно-электронный баланс). Эквивалентные массы окислителей и восстановителей.

Степень окисления – условный заряд атома в молекуле, вычисленный из предположения, что молекула состоит из ионов и в целом электронейтральна.

Вещество, в состав которого входит элемент, атомы которого отдают электроны, является восстановителем.

Вещество, в состав которого входит элемент, атомы которого принимают электроны, является окислителем.

Важнейшие окислители

Важнейшие восстановители

1) галогены (F2, Cl2, Br2, I2); 2) кислород (О2), озон (О3), пероксиды (H2O2); 3) кислородсодержащие кислоты и их соли: KMnO4, K2CrO4, K2CrO7, концентрированная серная кислота, азотная кислота и нитраты, царская водка (конц. HNO3 + конц. 3HCl), кислородсодержащие кислоты галогенов и их соли (HClO, HClO3, HBrO3, HClO4 и др.); 4) ионы металлов в высшей степени окисления (Fe3+, Cu2+, Hg2+ и др.); 5) анод при электролизе.

1) простые вещества: щелочные и щелочно-земельные металлы, цинк, алюминий, железо, водород, углерод (в виде угля), фосфор, кремний; 2) бескислородсодержащие кислоты и их соли (HCl, HBr, HI, H2S); 3) гидриды щелочных и щелочно-земельных металлов (NaH, CaH2 и др.); 4) металлы в низшей степени окисления (ионы Sn2+, Fe2+, Cu+ и др.); 5) катод при электролизе.

Присоединение атомом электронов, приводящее к понижению его степени окисления, называется восстановлением.

Mn⁺⁷ + 5ē → Mn⁺²; Cl₂⁰ +2ē → 2Cl^–

Отдача атомом электронов, приводящее к повышению его степени окисления, называется окислением.

Н₂⁰ – 2ē → 2H⁺; Fe⁺² – ē → Fe⁺³

Процессы окисления и восстановления протекают одновременно.

Метод электронного баланса основан на сравнении степени окисления

атомов в исходных веществах и продуктах реакции. Коэффициенты подбираются на основе правила электронного баланса.

Расставим коэффициенты в уравнении окисления сульфата железа перманганатом калия в кислой среде.

Алгоритм составления уравнения

1. Определяют химические элементы, изменившие степень окисления:

2. Записывают процессы окисления и восстановления отдельно, указы-

вая при этом число отданных или принятых электронов:

2. Определяют общее число перемещающихся электронов по правилу

электронейтральности системы – общее число электронов, отдаваемых восстановителем, должно быть равно общему числу электронов, принимаемых окислителем

3.Складывают два уравнения с учетом найденных коэффициентов