Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь FAQ Написать работу КАТЕГОРИИ: Археология Биология Генетика География Информатика История Логика Маркетинг Математика Менеджмент Механика Педагогика Религия Социология Технологии Физика Философия Финансы Химия Экология ТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Техника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву Мы поможем в написании ваших работ! ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ? Влияние общества на человека Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления	Главная Избранные Случайная статья Познавательные Новые добавления Обратная связь FAQ Написать работу Електроліти (за зарядом йону) ↑ ▷ Содержание ⇐ ПредыдущаяСтр 4 из 11Следующая ⇒ Содержание книги Короткий курс з загальної хімії: навчальний посібник – луганськ: вид-во сну ім. В. Даля,. 2010. – 147 С. Молярні маси еквівалентів складних речовин можна визначати. Номер групи вказує на кількість валентних електронів і відповідає вищій валентності елемента. Електроліти (за зарядом йону) КС, що містять ліганди молекулярного типу Кадмієво-нікелеві акумулятори (лужні) На аноді відбувається в першу чергу процес окиснення часток, електродний потенціал яких менший. Маси речовин, що виділилися на електродах, прямо пропорційні кількості електрики (Q), що пройшла кріз розчин чи розплав електроліту. Методика р ішення задач з застосуванням алгоритм ів Методика рішення задач з теми “Розчини сильних та слабких електролітів. Визначення рН розчинів”. Алгоритм розв ’ язання задач Поиск на нашем сайте Бінарні або симетричні (розпадаються на 2 йони) Несиметричні 1,1 валентні: NaCl à Na+ + Cl  KBr à K+ + Br 1,2 валентні: K2SO4 à 2K+ + SO4 2,2 валентні: MgSO4 à Mg2+ + SO4 ZnSO4 à Zn2+ + SO4 2,1 валентні: MgCl2 à Mg2+ + 2Cl   Електроліти (за ступенем дисоціації)     Таблиця 13 Сильні Слабкі Цілком розпадаються на йони. Звичайно ці сполуки, кристалічні ґрати яких побудовані з йонів (наприклад, галогеніди лужних і лужноземельних металів NaCl, CaBr2; практично всі розчинні у воді солі), водні розчини мінеральних кислот HCl, HClО4. Речовини частково розпадаються на йони   ¾ водні розчини NH4OH ¾ органічні кислоти (оцтова кислота, пропіонова кислота) ¾ галогеніди Hg(IІ)   Розглянемо більш детально розведені розчини слабких електролітів. При вивченні розчинів слабких електролітів (кислот, основ, солей) було виявлено деяке відхилення від законів Вант-Гоффа і Рауля, отриманих для розчинів неелектролітів(дивись на с.). Для розчинів електролітів відзначалися більш високі значення осмотичного тиску, підвищення температури кипіння і зниження температури замерзання в порівнянні з розчинами неелектролітів тієї ж концентрації. Розчин слабкого електроліту в результаті неповної дисоціації являє собою суміш молекул електроліту, йонів електроліту, молекул розчинника, між якими відсутня взаємодія. Таким чином, відступ від законів Рауля і Вант-Гоффа зумовлений тим, що кількість частинок у розчині електроліту внаслідок неповної дисоціації більше, ніж у розчині неелектроліту. Вант-Гофф для розчинів електролітів ввів поправочний коефіцієнт  (для неелектролітів =1, для електролітів >1), який назвав ізотонічним. Рівняння для електролітів виглядають  таким чином: , , , = . Взаємозв'язок ізотонічного коефіцієнта (  ) зі ступенем дисоціації (  ) можна знайти, використовуючи такі міркування. Розглянемо випадок, коли молекула електроліту розпадається на  йонів  зі ступенем дисоціації . Тоді кількість йонів складає: (), а кількість недисоційованих молекул складає: . Середнє число частинок (), що утворяться з однієї молекули, можна записати так: . Останнє рівняння дозволяє розрахувати ступінь дисоціації слабкого електроліту, якщо ізотонічний коефіцієнт визначений експериментально (наприклад, за зміною температури замерзання розчину).Отже, слабкий електроліт у розчині дисоціює на йони, наприклад, оцтова кислота: СН3СООН à СН3СОО  + Н+. Процес, зворотний дисоціації, – рекомбінація йонів у молекулу: СН3СООН ß СН3СОО  + Н+. З часом установлюється динамічна рівновага між молекулярною й йонною формами електроліту в розчині: СН3СООН «СН3СОО  + Н+.  характеризує цей стан: . Константа дисоціації  – це є константа рівноваги (), що відповідає дисоціації слабкого електроліту.  залежить від: а) температури; в) природи речовин, розчинника.  не залежить від концентрації. Якщо >10-2 – електроліт сильний, якщо <10-5 – слабкий. Ступенева дисоціація характерна для слабких багатоосновних кислот (наприклад, Н2СО3):   I ступінь: Н2СО3 «Н+ + НСО3 II ступінь: НСО3- «Н+ + СО3 Н2СО3 «2Н+ + СО3 Ступенева дисоціація для слабких багатокислотних основ:   Fe(OH)3 «[Fe(OH)2]+ + OH KД(I)      I ступінь [Fe(OH)2]+ «[FeOH] 2+ + OH         KД(II) II ступінь [FeOH] 2+ «Fe3+ + OH      KД(III) III ступінь ______________________________________________   Fe(OH)3 «Fe3 + +3OH    KД = КД(I) . КД(II) . КД(II 1)   КД(I) > КД(II) > КД(III) (розпад відбувається меншою мірою у наступних ступенях).   Взаємозв'язок  з  (закон розведення Оствальда)         С  a С      a С Розглянемо приклад: СН3СООН «СН3СОО  + Н+ де С – вихідна концентрація оцтової кислоти СН3СООН; a С – концентрація йонів;    Срівн – рівноважна концентрація оцтової кислоти; С рівн = С – a С. Висновок: 1. При розведенні розчину, тобто зменшенні С, збільшується a (наближається до одиниці). 2. При збільшенні С a зменшується (імовірність взаємної зустрічі йонів у розчині і їхнього з'єднання в недисоційовані молекули збільшується).   § 6.4. ЕЛЕКТРОЛІТИЧНА ДИСОЦІАЦІЯ ВОДИ. рН РОЗЧИНІВ   Важливою особливістю рідкої води є її здатність до самовільної дисоціації за реакцією: Н2О(р) «Н+(водн) + ОН  (водн). Цей процес називається ще самоіонізацією або автопротолізом. Утворені протони Н+ і аніони ОН- оточені певним числом полярних молекул води, тобто гідратовані: Н+ ×nН2O; OH ×mН2O. Первинна гідратація може бути представлена рядом аквакомплексів: Н3О+; Н5О2+; Н7О3+; Н9О4+, серед яких переважають йони Н9О4+ (Н+ ×4H2O). Час життя цих йонів у воді дуже малий, тому що протони постійно мігрують від одних молекул води до інших. Звичайно в рівняннях для простоти використовують тільки катіон сполуки Н3О+ (Н+ ×H2O), називаний йоном гідроксонію. Процес дисоціації води з урахуванням гідратації протона й утворення йону гідроксонію може бути записаний: 2Н2О «Н3О+ + ОН . Вода – слабкий електроліт, ступінь дисоціації якого: . Константа дисоціації води: Оскільки   Срівн(Н2О)» Свих(Н2О) чи [Н2О]рівн ≈ [Н2О]вих  – кількість молей, що міститься в одному літрі води. Свих(Н2О) у розведеному розчині залишається постійною. Ця обставина дозволяє включити Срівн(Н2О) у константу рівноваги: Таким чином, добуток двох постійних величин  дає нову постійну, котру називають йонним добутком води . При температурі 298К . Сталість йонного добутку води означає, що в будь-якому водяному розчині: кислотному, нейтральному чи лужному – завжди є обидва види йонів (Н+ і ОН ). У чистій воді концентрації водневих та гідроксильних йонів рівні і при нормальних умовах складають: [H+] = [OH ] = Kw1/2 = 10  моль/л. При додаванні кислот концентрація [Н+] збільшується, тобто рівновага зміщується вліво, а концентрація [ОН ] зменшується, однак Кw залишається рівним 10 . У кислому середовищі [H+] > 10 моль/л, а [OH ] < 10 моль/л У лужному середовищі [H+] < 10 моль/л, а [OH ] > 10 моль/л На практиці для зручності використовують водневий показник ( рН ) і гідроксильний показник ( рОН ) середовища. Це є взятий зі зворотним знаком десятковий логарифм концентрацій (активностей) відповідно йонів водню чи гідроксильних йонів у розчині: рН = - lg[H+], рОН = - lg[OH ] У водних розчинах рН + рОН = 14.   Таблиця 14 Розчини
Нейтральні	Кислі	Лужні
рН = 7	рН < 7	рН > 7

K_w залежить від температури (тому що дисоціація води – ендотермічний процес);

K_w (25^oС) = 10 Þ рН = 7;

K_w (50^oС) = 5,47×10 Þ рН = 6,63.

Вимір рН використовується надзвичайно широко. У біології і медицині величина рН біологічних рідин служить для визначення патологій. Наприклад, у нормі рН сироватки крові становить 7,4±0,05; слини – 6,35..6,85; шлункового соку – 0,9..1,1; сліз – 7,4±0,1. У сільському господарстві рН характеризує кислотність ґрунтів, екологічний стан природних вод і т.д.

Кислотно-основними індикаторами називаються хімічні сполуки, що змінюють свій колір в залежності від рН середовища, у якому вони знаходяться. Ви, напевно, звертали увагу на те, як змінюється колір, якщо в нього покласти лимон – це приклад дії кислотно-основного індикатора.

Індикатори, як правило, являють собою слабкі органічні чи кислотні основи і можуть існувати в розчинах у вигляді двох таутомірних форм:

HInd «H⁺ + Ind , де HInd – кислотна форма (це форма, що переважає в кислих розчинах); Ind  – основна форма (переважає в лужних розчинах).

Поведінка індикатора подібно поведінці слабкого електроліту в присутності більш сильного з однойменним йоном. Чим більше [H⁺], рівновага зміщається у бік існування кислотної форми HInd, і навпаки (принцип Лє-Шательє, дивись с.).

Досвід наочно показує можливість використання деяких індикаторів:

 

Таблиця 15

Індикатор	рН < 7	рН = 7	рН > 7
Метилоранж	Червоний	Жовтогарячий	Жовтий
Фенолфталеїн	Безбарвний	Безбарвний	Малиновий
Лакмус	Червоний	Фіолетовий	Синій

 

Спеціальні прилади – рН-метри дозволяють вимірювати рН із точністю до 0,01 в інтервалі від 0 до 14. Визначення засноване на вимірі ЕРС гальванічного елемента, один з електродів якого, наприклад, скляний.

Найбільш точно концентрацію водневих йонів можна визначити методом кислотно-основного титрування. Титрування – це процес поступового додавання невеликими порціями розчину відомої концентрації (титранта) до титрованого розчину, концентрацію якого хочемо визначити.

Буферні розчини – це системи, рН котрих відносно мало змінюється при розведенні чи додаванні до них невеликих кількостей кислот або лугів.

Найчастіше вони являють собою розчини, що містять:

а) слабку кислоту і її сіль (СН₃СООН + СН₃СООNa) – ацетатний буфер;

в) слабку основу і її сіль (NH₄OH + NH₄Cl) – аміачно-амонійний буфер;

с) дві кислі солі з різними  (Na₂HPO₄ + NaН₂PO₄) – фосфатний буфер.

Регулюючий механізм буферних розчинів розглянемо на прикладі ацетатного буферного розчину.

CH₃COOH «CH₃COO + H⁺,

CH₃COONa «CH₃COO  + Na⁺.

1) якщо додати невелику кількість лугу до буферної суміші:

CH₃COOH + NaOH «CH₃COONa + H₂O,

NaOH нейтралізується оцтовою кислотою з утворенням більш слабкого електроліту H₂O. Надлишок натрію ацетату зміщує рівновагу в бік утворення кислоти.

2) якщо додати невелику кількість кислоти:

CH₃COONa + HCl «CH₃COOH + NaCl,

катіони водню Н⁺ зв'яжуть йони CH₃COO .

Знайдемо концентрацію йонів водню в буферному ацетатному розчині:

.

Можно припустити,що рівноважна концентрація оцтової кислоти  дорівнює вихідной концентрації оцтової кислоти C₀ (тому що оцтова кислота відноситься до слабких електролітів), а рівноважна концентрація йону оцтової кислоти [СH₃COO ] = C_солі (тому що сіль є сильним електролітом), тоді . Рівняння Гендерсона-Хассельбаха:  .

Таким чином, рН буферних систем визначається співвідношенням концентрацій солі та кислоти. При розведенні це співвідношення не змінюється, і рН буфера постійне при розведенні. Це відрізняє буферні системи від розчину чистого електроліту, для якого справедливий закон розведення Оствальда.

Існує дві характеристики буферних систем:

1. Буферна сила. Абсолютна величина буферної сили залежить від загальної концентрації компонентів буферної системи, тобто чим більше концентрація буферної системи, тим більше потрібно лугу (кислоти) для тієї ж самої зміни рН.

2. Буферна ємкість (В). Буферна ємкість – це межа, в якій виявляється буферна дія. Буферна суміш підтримує рН постійним тільки за умови, що кількість, яка додається до розчину сильної кислоти (основи), не перевищує визначеної граничної величини – В. Буферна ємкість визначається числом г/екв сильної кислоти (основи), якої необхідно додати до одного літра буферної суміші, щоб змінити значення рН на одиницю, тобто .

Висновок: властивості буферних систем

1. [H⁺] мало залежить від розведення.

2. Добавка сильних кислот (основ) мало змінює [H⁺] у межах буферної ємності В.

3. Буферна ємкість залежить від буферної сили (від концентрації компонентів).

4. Максимальну дію виявляє буфер у випадку, коли кислота і сіль присутні в розчині в еквівалентних кількостях:

С_солі = С_к-ти; [H⁺] = _,к; рН = рК_Д,к. (рН визначається значенням ).

§ 6.5. ГІДРОЛІЗ

Гідроліз – це хімічна взаємодія води із солями. Гідроліз солей зводиться до процесу передачі протонів. У результаті його перебігу з'являється деякий надлишок водневих чи гідроксильних йонів, що надають розчину кислотні чи лужні властивості. Таким чином, гідроліз протилежний процесу нейтралізації.

Гідролізу піддаються всі солі, утворені за участю слабких електролітів: 

1. Сіль, утворена аніоном слабких кислот і катіоном сильних основ: [CH₃COONa, NaClО, KNO₂, Na₂CO₃, Na₃PO₄]

CH₃COONa + HOH «CH₃COOH + NaOH CH₃COO  + НОН «CH₃COOН + OH  (гідроліз за аніоном), рН > 7.

Аніони слабких кислот виконують функцію основ стосовно води – донору протонів, що приводить до збільшення концентрації ОН , тобто підлужуванню середовища. Глибина перебігу гідролізу визначається: ступенем гідролізу a_Г: 

,

де   – концентрація солі, як піддалася гідролізу;

     – вихідна концентрація солі.

Ступінь гідролізу a_Г невелика, наприклад, для 0,1 моль/л розчину CH₃COONa при 298 К  дорівнює 10 .

При гідролізі в системі встановлюється рівновага, що характеризується :

 

.

Отже, чим менша константа дисоціації, тим більша константа гідролізу. Ступінь гідролізу з константою гідролізу зв'язана рівнянням:

.

Зі збільшенням розведення, тобто зменшенням С₀, ступінь гідролізу збільшується.

2.Сіль, утворена катіоном слабких основ і аніоном сильних кислот: [NH₄Cl, AgNO₃, ZnCl₂, Fe₂(SO₄)₃];

NH₄Cl + HOH ↔ NH₄OH + НCl;

NH₄⁺ + HOH ↔ NH₄OH + H⁺ (гідроліз за катіоном), pН < 7.

Протолітична рівновага зміщена вліво, катіон слабкої основи NH₄⁺ виконує функцію кислоти стосовно води, що приводить до підкислення середовища. Константа гідролізу визначається за рівнянням:

.

Рівноважна концентрація йонів водню може бути розрахована: [Н⁺]_рівн = a_Г × С₀ ( С₀ - вихідна концентрація солі ),

 ;

 .

Кислотність середовища залежить від вихідної концентрації солей подібного типу.

3. Сіль, утворена аніоном слабких кислот і катіоном слабких основ. Гідролізується за катіоном і за аніоном: [NH₄CN, CH₃COONH₄, (NH₄)₂S, (NH₄)₂CO₃, (NH₄)₃PO₄, Zn S, AlPO₄, Al(CH₃COO)₃].

NH₄CN + HOH  NH₄OH + HCN

Для визначення рН середовища розчину порівнюють К_Д,к з   К_Д,осн:

К_Д,к > К_Д,осн à середовище слабо кисле;

К_Д,к < К_Д,осн à середовище слабо лужне;

К_Д,к = К_Д,осн à середовище нейтральне.

 

 

Отже, ступінь гідролізу цього виду солей не залежить від їх концентрації в розчині.

 

,

оскільки [H⁺] і [ОН ] визначаються К_Д,к і К_Д,осн, то ,

 

рН розчину також не залежить від концентрації солі в розчині.

Солі, утворені багатозарядним аніоном і однозарядним катіоном, наприклад, сульфіди, карбонати, фосфати амонію, практично цілком гідролізуються за першим ступенем, тобто знаходяться в розчині у виді суміші слабкої основи NH₄OH і її солі NH₄HS, тобто у виді амонійного буфера.

Для солей, утворених багатозарядним катіоном і однозарядним аніоном (ацетати, форміати Al, Mg, Fe, Cu), гідроліз підсилюється при нагріванні і приводить до утворення основних солей.

Гідроліз нітратів, гіпохлоритів, гіпобромитів Al, Mg, Fe, Cu протікає цілком і необоротно, тобто солі не виділені з розчинів.

Солі: Zn S, AlPO₄, FeCO₃ та ін. у воді малорозчинні, проте частина їх йонів бере участь у процесі гідролізу, це приводить до деякого зростання їх розчинності.

Сульфіди хрому й алюмінію гідролізуються цілком і необоротно з утворенням відповідних гідроксидів.

4. Солі, утворені аніоном сильних кислот і сильних основ, гідролізу не піддаються: [KCl, Na₂SO₄, Ba(NO₃)₂].

Найчастіше гідроліз – шкідливе явище, що викликає різні ускладнення. Так, під час синтезу неорганічних речовин з водних розчинів в одержуваній речовині з'являються домішки – продукти її гідролізу. Деякі сполуки взагалі не вдається синтезувати, через те що гідроліз проходить необоротно.

- Якщо гідроліз протікає по аніону, то в розчин додають надлишок лугу;

- Якщо гідроліз протікає по катіону, то в розчин додають надлишок кислоти.

Питання для самоконтролю

 

       1.Які речовини відносяться до електролітів?

       2.Загальні уявлення про теорію електролітичної дисоціації.

           2.1.Що таке ступінь дисоціації? 

2.2.Наведіть вираз константи дисоціації.

2.3.Що поєднує закон Оствальда?

3. Електролітична дисоціація води.

3.1.Який вираз йонного добутка води?

3.2. На що вказує водневий показник (рН)?

  3.3.За допомогою яких речовин можна визначити рН розчину?

4. Які властивості мають буферні розчини та чому?

5. Чому розчини різних солей мають неоднакове значення рН?

      

 Р о з д і л 7

КОМПЛЕКСНІ СПОЛУКИ

  § 7.1. БУДОВА КОМПЛЕКСНИХ СПОЛУК

 

Комплексні чи координаційні сполуки (КС) становлять найбільш різноманітний клас неорганічних речовин, що має велике значення в природі і техніці. За своєю будовою КС більш складні, ніж оксиди, гідроксиди, кислоти та солі. Реакції комплексоутворення лежать в основі отримання рідких та коштовних металів, чистих і надчистих речовин, аналітичних визначень, гальванотехнічних процесів, одержання лік, антидетонаторів, антиоксидантів тощо.

Неоціненна роль КС у біологічних процесах. Такі життєво важливі природні сполуки, як гемоглобін, хлорофіл, інсулін, деякі вітаміни, відносяться також до координаційних сполук.

Будову і механізм утворення хімічних зв'язків у КС найбільш вдало пояснює координаційна теорія, запропонована у 1893 р. А.Вернером. Причиною комплексоутворення може бути як електростатична, так і донорно-акцепторна взаємодія. Розглянемо механізм утворення молекули [Ag(NH₃)₂]Cl: AgCl + 2NH₄OH ® [Ag (NH₃) ₂] Cl + 2H₂O.

У молекулі [Ag(NH₃)₂]Cl   йон Аргентуму (Ag⁺) має таку будову:

Ag⁰(4d¹⁰5s¹)  Ag⁺(4d¹⁰5s⁰), йон Хлору (Cl^-) – відповідно:

Cl⁰ (3s²3p⁵)  Cl^- (3s²3p⁶).

Взаємодія катіона Ag  з аніоном Cl¯ носить електростатичний характер: Ag⁺ + Cl^-  AgCl   йонний зв'язок. При утворенні комплексного йона [Ag(NH₃)₂]  катіон Ag  виступає як акцептор готової електронної пари, надаючи вільні орбіталі (5s і 5p) для координації. Молекули аміаку виступають як донори електронної пари. Хімічний зв'язок такого виду називається донорно-акцепторний чи координаційний. За своєю природою – це полярний ковалентний зв'язок, відмінність полягає лише в способі його утворення. Координаційні сполуки складаються із зовнішньої і внутрішньої сфер. 

[H₃N:  Ag : NH₃]  Cl‾

                     внутрішня сфера  зовнішня сфера

Розрізнюють внутрішні сфери

1. Катіонного характеру: [Ag(NH)₂]  ;[Cu(NH₃)₄] .

2. Аніонного характеру: [Co(CN)₄]  ; [Fe(CN)₆] .

3. Нейтрального характеру: [Fe (CO) ₅].

Комплексні сполуки утворюються центральним йоном (атомом), який має електроноакцепторні властивості, і оточуючими його електронодонорними частинками (йонами чи молекулами), які називають лігандами.

Комплексну частку, наприклад,  Cr³⁺(H₂O)⁰ ₆  ³⁺, утворюють:

- центральний атом (ЦА) або, його так само називають комплексоутворювачем (К) – це катіон Хрому Cr³⁺;

- ліганди (L) – у нашому прикладі це молекули води, що координуються навколо ЦА, їх кількість (6) відповідає значенню координаційного числа (КЧ = 6).

Заряд комплексного йона дорівнює алгебраїчній сумі зарядів ЦА і L: К₂⁺  Pt⁺²Cl₄ ;  Cr⁺³(H₂O)⁰ ₆  ³⁺Cl₃  .

У якості комплексоутворювачів може бути будь-який елемент періодичної системи, але найбільшу схильність до комплексоутворення мають d- і f- метали, деякі р-елементи.

Координаційне число (КЧ)  визначає кількість зв'язків, утворених центральним атомом з лігандами (табл. 16)

Координаційне число залежить від багатьох факторів: R_ЦА, заряду ЦА, розмірів і валентності лігандів, середовища, у якому відбувається реакція комплексоутворення.

 

 

Таблиця 16

Залежність КЧ від заряду ЦА

Заряд ЦА	КЧ	Приклад
+1	2,3,4, але найчастіше 2	Ag+, Cu+, Au+; [Ag (NH3) 2] Cl
+2	3,4,5,6,7,8, але найчастіше 4	Cu+2, Fe+2, Zn+2, Hg+2, Au+2, Pt+2, Pb+2; [Cu(H2O) 4]SO4, Na2[Zn(OH)4], K4 [Fe(CN)6]
+3	4,5,6,8,9,10,12, але найчастіше 6	Fe+3, Cr+3, Co+3, Al+3; K3 [Fe (CN) 6]
+4	6,8	Pt+4,Pb+4; K2[PtCl6], K4 [PtCl8]

 

Лігандами можуть бути нейтральні молекули чи аніони, прості чи складні молекули органічних речовин, у яких є неподілені електронні пари.

За числом хімічних зв'язків, утворених лігандами з центральним атомом, ліганди можна розділити на:

- монодентатні: F‾; Cl‾; I‾; ;  і т.д.,

- бідентатні -: SO₄²‾;: NH₂-(CH₂)₂ -Н₂N: - етилендиамін (ЕДА),

- полідентатні:

: OOCH₂C                                             CH₂COО:

-(CH₂)₂-

: OOCH₂С                                     CH₂COO:

Аніон етилендіамінтетраоцтової кислоти (ЕДТО).

За наявністю заряду виділяють ліганди:

- аніонного типу: CN‾; Cl‾; OH‾; CNS‾;

- нейтрального типу: NH₃; H₂О  ; CO; NO; ЕДТО.

Комплексні сполуки за хімічною природою лігандів поділяються на чотири класи.

⇐ Предыдущая12345678910Следующая ⇒

Поделиться: