Презентация на тему "Комплексные соединения.Свойства комплексных соединений."

Содержание

• 
  Слайд 1
  

  Тема 10. Комплексные соединения Занятие 2. Свойства комплексных соединений 1. Природа химической связи в комплексных соединениях. 2. Реакции комплексных соединений. Устойчивость комплексных соединений и константа нестойкости. Учебные вопросы:

• 
  Слайд 2
  

  Цели занятия: 1. Рассмотреть природу химической связи в комплексных соединениях. 2. Изучить реакции комплексных соединений и факторы, влияющие на устойчивость. 3. Рассмотреть применение комплексных соединений в военно-химической практике. Основная литература: Н.С. Ахметов. Общая и неорганическая химия. М.: Высшая школа . 2003. С. 206-208. 2. Общая и неорганическая химия. Учебное пособие. СВИРХБЗ. Ч 3. 2003. C. 83-96. Дополнительная литература: Учебная программа по дисциплине «Общая и неорганическая химия». 2001. 19 с. 2. М.И. Сафарова. Общая и неорганическая химия в схемах и таблицах. Ч.1. Теоретические основы неорганической химии. Учебное пособие.Саратов. СВИРХБЗ. 2006. С. 80.

• 
  Слайд 3

  1. Природа химической связи в комплексных соединениях

• 
  Слайд 4
  

  Способы описания химической связи в комплексных соединениях 1. Метод валентных связей (МВС). 2. Теория кристаллического поля (ТКП). 3. Метод молекулярных орбиталей (ММО).

• 
  Слайд 5
  

  Положения метода валентных связей 1.В комплексе связь между комплексообразователем и лигандами координационная (ковалентная, донорно- акцепторная). Ионы внешней и внутренней сферы связаны ионной связью. Донор электронов - лиганд с неподеленными электронными парами. Акцептор электронов – комплексообразователь со свободными орбиталями. Степень перекрывания орбиталей - мера прочности связи. 2. В образовании связей участвуют гибридизованные орбитали комплексообразователя, что определяет гео-метрию комплекса. 3. Магнитные свойства определяются наличием неспаренных электронов.

• 
  Слайд 6

  ГЭФ и БЦЭФ комплексообразователя

  Атом Fe: s p d 3 4 Fe01s22s22p63s23p64s23d6 Fe3+1s22s22p63s23p64s03d5 Ион Fe3+: s p d 3 4 Ион F: Ион СN: F1s22s22p5 С 1s22s22р2 N1s22s22p3 CN2s22p5 s p 2 s p 2

• 
  Слайд 7
  

           3     4 Спектрохимический ряд СO>CN–>NH3>NO2–>H2O>OH>F>NО3>SCN Cl>Br>I Внешнесферный комплекс[FeF6]3–          3       4 Внутрисферный комплекс[FeCN6]3–

• 
  Слайд 8
  

  [Co(H2O)6]2+ розовый [Co(CH3COO)2] ярко-розовый [Co(NO2)6]4- оранжевый [Co(NH3)6]2+ буро-розовый Усиление поля лигандов Влияние поля лигандов на окраску комплексов

• 
  Слайд 9
  

  2. Реакции комплексных соединений. Устойчивость комплексных соединений и константа нестойкости

• 
  Слайд 10
  

  K3[Fe(CN)6] 3K+ + [Fe(CN)6]3- [Ag(NH3)2]Cl[Ag(NH3)2]+ + Cl- Диссоциация КС по внешней сфере (первичная диссоциация)

• 
  Слайд 11
  

  [Ag(NH3)]+Ag+ + NH3 [Ag(NH3)2]+ [Ag(NH3)]+ + NH3 [Ag(NH3)2]+Ag+ + 2 NH3 Диссоциация КС по внутренней сфере (вторичная диссоциация) [ ] NH 3 4 10 4,8 - × = K 1 Н = [ ] Ag + [ [ ] ) Ag(NH + 3 ] K 2 Н = [ [ ] ) Ag(NH + 3 ] [ ] NH 3 [ [ ] ) Ag(NH + 3 ] 2 = 4 10 1,2 - × [ ] [ ] [ ] ) (NH Ag NH ] [Ag K 2 2 3 3 общ Н . 10 8 , 5 8 - × = = + +

• 
  Слайд 12
  

  Реакции комплексных соединений по внешней сфере 2K3[Fe(CN)6] + 3FeSO4 = Fe3[Fe(CN)6]2 + 3K2SO4 [CoCl2(NH3)4]Cl + AgNO3 = [CoCl2(NH3)4]NO3 + AgCl K4[Fe(CN)6] + 4HCl = H4[Fe(CN)6] + 4KCl H2[PtCl6]+ 2CsOH = Cs2[PtCl6] + 2H2O Fe4[Fe(CN)6]3 + 12KOH= 4Fе(OH)3 + 3K4[Fe(CN)6]

• 
  Слайд 13
  

  Br- Br- 2Br- Cu2+[CuBr]+[CuBr2] [CuBr4]2- +H2O + H2O + H2O Ступенчатое образование и диссоциация бромидных комплексов меди (II) зеленый коричневый вишневый

• 
  Слайд 14
  

  Реакции комплексных соединений с разрушением комплекса1.Образование более прочного комплексаFe3+ + 6 SCN-= [Fe(SCN)6]3- красная окраска[Fe(SCN)6]3- + 6 F-= 6 SCN- + [FeF6]3- отсутствие окраски[FeF6]3- + Al3+=Fe3+ + [AlF6]3-; отсутствие окраски Fe3+ + 6 SCN-= [Fe(SCN)6]3- красная окраска

• 
  Слайд 15
  

  3. Разбавление K[AgCl2] =KCl + AgCl 5. Окислительно-восстановительные реакции 2K3[Cr(ОH)6] + 3Сl2 + 4KOH = 2K2CrO4 + 6KCl + 8H2O 4. Нагревание t0 K3[Cr(ОH)6] = 3KOH + Cr(OH)3 2. Образование малорастворимого соединения [Ag(NH3)2]NO3 + KI=AgI + 2NH3 + KNO3

• 
  Слайд 16
  

  При разном координационном числе Расчет средней константы нестойкости 2. Расчет концентрации комплексообразователя в растворе. 3. Сравнение ступенчатых констант нестойкости Сравнение общих констант нестойкости При одинаковом координационном числе Сравнение прочности комплексов

• 
  Слайд 17
  

  При одинаковом координационном числе Сравнение прочности комплексов по общим константам нестойкости [Fe(SCN)6]3- + 6 F-= 6 SCN- + [FeF6]3-; [FeF6]3- + Al3+=Fe3+ + [AlF6]3-

• 
  Слайд 18
  

  При разном координационном числе 1. Сравнение устойчивости комплексов по средней константе нестойкости где n – координационное число

• 
  Слайд 19
  

  При разном координационном числе 2. Сравнение устойчивости комплексов по концентрации комплексообразователя Пример. Осуществима ли реакция [Ag(NH3)2]+ + Zn2++ 2 NH3  [Zn(NH3)4]2+ + Ag+? Концентрации [Ag(NH3)2]+ и [Zn(NH3)4]2+равны 0,1 моль/л.

• 
  Слайд 20
  

  При разном координационном числе 3. Сравнение устойчивости комплексов по ступенчатым константам нестойкости

• 
  Слайд 21
  

  Процессы образования и разрушения комплексов используются: - в аналитической химии; - при выделении химических элементов; - в гальванотехнике; - в борьбе с коррозией металлов; - в производстве ядерного горючего; - в практике дезактивации; - при индикации токсических соединений при производстве веществ с заранее заданными свойствами в качестве катализаторов и т.д.