Классификация комплексных соединений

I. 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

II. 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 сист. 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: