Презентация на тему: Лекция №9 по химии

Реклама. Продолжение ниже
Лекция №9 по химии
План
Понятие КС
Строение КС. Координационная теория А.Вернера.
II. Название комплексных соединений.
Название КС катионного типа [ … ] +
Название КС анионного типа […] -
Название внутрикомплексных солей […] 0
Химическая связь в КС.
Пример:
Окислительно-восстановительные реакции (ОВР )
Понятие ОВР
Типичные окислители:
Типичные восстановители:
Окислительно-восстановительная двойственность (ОВД)
IV. Метод электронного баланса
V. Метод полуреакций
Правила уравнивания атомов « O » и «Н»:
б) нейтральная среда :
в) щелочная среда
1/20
Средняя оценка: 4.9/5 (всего оценок: 47)
Код скопирован в буфер обмена
Скачать (84 Кб)
Реклама. Продолжение ниже
1

Первый слайд презентации: Лекция №9 по химии

Комплексные соединения (КС)

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
2

Слайд 2: План

1. Строение КС 2. Название КС 3. Химическая связь в КС 4. Диссоциация КС. Константа нестойкости (К нест) комплексного иона.

Изображение слайда
1/1
3

Слайд 3: Понятие КС

Комплексными называются соединения, в которых есть химическая связь, образованная по донорно-акцепторному механизму. Пример : ион аммония [ NH 4 ] + : NH 3 + H + → [ NH 4 ] + Атом N – донор электронной пары; ион H + - акцептор

Изображение слайда
1/1
4

Слайд 4: Строение КС. Координационная теория А.Вернера

К C состоят из внутренней и внешней сферы(внутренняя сфера заключается в квадратные скобки[…]). Внутренняя сфера КС состоит из центрального иона-комплексообразователя и лигандов. Лиганды – кислотные остатки или нейтральные молекулы – NH3, H2O, CO, NO, которые присоединены, т.е. координированы, к комплексообразователю ( центральному иону).

Изображение слайда
1/1
5

Слайд 5: II. Название комплексных соединений

Название числительных : 2 – ди, 3 – три, 4 – тетра, 5 – пента, 6 – гекса. Названия лигандов : Cl - - хлор о I - - иод о CN - - циан о OH - - гидрокс о SO 2- - сульфат о H 2 O – аква NH 3 - аммин CO - карбонил NO - нитрозил

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
6

Слайд 6: Название КС катионного типа [ … ] +

1.Внешняя среда 2.Лиганды и их кол-во 3. Центральный ион по-русски в родительном падеже Пример: [ Ni +3 ( H 2 O ) 0 5 Cl - ] + Cl - - Хлорид хлоропентааква- никеля( II ) [ Zn ( H 2 O ) 4 ] SO 4 - Сульфат тетрааквацинка [ Ag ( NH 3 ) 2 ] Cl - Хлорид диамминсеребра

Изображение слайда
1/1
7

Слайд 7: Название КС анионного типа […] -

1.Лиганды и их кол-во 2.Центральный ион (лат.) с окончанием «ат» 3.Внешняя сфера по-русски в родительном падеже Пример: K 3 [ Fe +3 ( CN ) - 6 ] 3- - гексацианоферрат( III ) калия Na 2 [ HgI 4 ] - тетраиодомеркурат( II ) натрия K 3 [ Al ( OH ) 6 ] - гексагидроксоалюминат калия

Изображение слайда
1/1
Реклама. Продолжение ниже
8

Слайд 8: Название внутрикомплексных солей […] 0

1.Лиганды, их кол-во 2.Центральный ион по-русски в именительном падеже Пример : [ Pt 2+ ( NH 3 ) 2 Cl 2 ] 0 - дихлородиамминплатина ( II )

Изображение слайда
1/1
9

Слайд 9: Химическая связь в КС

Если КС растворимо в воде, то на внутреннюю и внешнюю сферу оно диссоциирует полностью. Внутренняя сфера КС – слабый электролит – диссоциирует обратимо и ступенчато. На каждой ступени диссоциации внутренней сферы из неё выходит один лиганд. Даже 1-ая ступень диссоциации КС идет слабо, а каждая последующая ступень протекает еще слабее. Константа равновесия для диссоциации комплексного иона называется константой нестойкости К нест.

Изображение слайда
1/1
10

Слайд 10: Пример:

K 2 [ HgI 4 ] → 2 K + +[ HgI 4 ] 2- Диссоциация комплексного иона: 1.Ступень первая [HgI 4 ] 2- ↔ [HgI 3 ] - + I - ; K н 1 ; 2.Ступень вторая [HgI 3 ] 3 ↔ [HgI 2 ] 0 + I - ; K н 2 ;

Изображение слайда
1/1
11

Слайд 11: Окислительно-восстановительные реакции (ОВР )

План: 1. Понятие ОВР 2. Типичные окислители и восстановители 3. Окислительно-восстановительная двойственность (ОВД) 4. Метод электронного баланса 5. Метод полуреакций

Изображение слайда
1/1
12

Слайд 12: Понятие ОВР

I. ОВР – реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов. Окислители принимают электроны и их степень окисления уменьшается. Восстановители отдают электроны и их степень окисления увеличивается. Отдача электронов – процесс окисления ; принятие электронов – процесс восстановления.

Изображение слайда
1/1
13

Слайд 13: Типичные окислители:

Элементы в max степени окисления ( HNO 3, KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7 ) степень окисления = номер группы. Ионы Ме n + в max степени окисления ( Cu 2+, Ni 3+ ) F 2 0, O 2 0, O 3 0

Изображение слайда
1/1
14

Слайд 14: Типичные восстановители:

Элементы в минимальной степени окисления ( KI, H 2 S, NH 3 ) Ме 0 (металлы) ( Zn 0, Mg 0 ) H 2 0

Изображение слайда
1/1
Реклама. Продолжение ниже
15

Слайд 15: Окислительно-восстановительная двойственность (ОВД)

Элементы в промежуточной степени окисления ( HNO 2, Na 2 SO 3 ) Ионы Me m + в промежуточной степени окисления ( Cu +, Fe 2+ ) Неметаллы, кроме F 2, O 2, O 3, H 2, (S 0,P 0,C 0 ) III. ОВД Элементы в промежуточной степени окисления могут быть и окислителями, и восстановителями ( в зависимости от того, с чем они реагируют ) Пример: 2SO 2 + O 2 → 2SO 3 В-ЛЬ ОК-ЛЬ SO 2 + 2H 2 → S + 2H 2 O ОК-ЛЬ В-ЛЬ

Изображение слайда
1/1
16

Слайд 16: IV. Метод электронного баланса

Метод используется, если реакция протекает в газах или в твердой фазе. Пример: N -3 H 3 + O 2 0 → N 2 0 + H 2 O -2 В-ЛЬ ОК-ЛЬ 2 N -3 -6 e - → N 2 0 12 2 O 2 0 +4 e - → 2 O -2 3 4 NH 3 + 3 O 2 0 → 2 N 2 0 + 6 H 2 O Проверка : Ме, неМе, H, O

Изображение слайда
1/1
17

Слайд 17: V. Метод полуреакций

Метод полуреакций используется для ОВР, протекающих в водном растворе. В нем выписывается не просто элемент, изменивший степень окисления, а ион или молекула, в составе которого есть этот элемент. Для уравнивания атомов кислорода и водорода в этом методе можно использовать : H +, H 2 O, OH - : в кислой среде H +, H 2 O ; в нейтральной среде: H 2 O, OH -, H + в щелочной среде: H 2 O, OH -

Изображение слайда
1/1
18

Слайд 18: Правила уравнивания атомов « O » и «Н»:

а) кислая среда : в той части полуреакции, где мало атомов «О» дописывают + H 2 O (столько молекул воды, сколько не хватает атомов «О»), а по другую сторону стрелочки дописывают ионы «Н + », столько, сколько их напротив. Пример: MnO 4 - + 8 H + +5 e - → Mn 2+ + 4 H 2 O 2+ Затем считают суммарный заряд слева и справа и находят их разницу (это количество электронов)

Изображение слайда
1/1
19

Слайд 19: б) нейтральная среда :

если справа и слева в полуреакции разное количество атомов «О», то слева всегда добавляют воду (столько молекул, сколько лишних атомов «О» или сколько не хватает атомов «О»). Справа же могут быть и H +, и OH -. Пример : MnO 4 - + 2H 2 O +3e- → Mn О 2 + 4OH - Затем считают заряд слева, заряд справа и их разницу (это количество электронов).

Изображение слайда
1/1
20

Последний слайд презентации: Лекция №9 по химии: в) щелочная среда

H 2 O пишут в той части полуреакции, где много атомов «О», столько молекул H 2 O, сколько не хватает атомов «О». В другой же части полуреакции пишут OH - Пример: SO 3 2- + 2 OH - -2 e - → SO 4 2- + H 2 O Затем считают суммарные заряды слева, заряды справа и их разницу ( это количество электронов)

Изображение слайда
1/1
Реклама. Продолжение ниже