Геометрия комплексов

16. CuCl2+ 2KCl = K2[CuCl4] искаженныйтетраэдр

17. CuSO4+ NH3(конц) = [Cu(NH3)4]SO4 квадрат

18. (NH4)2[Cu(NO3)4(H2O)] квадратная пирамида

19. CuCl2+CH3NH3Cl=(CH3NH3)3[CuCl5] тригональнаябипирамида

20. CuCl2+ CsCl= Cs[CuCl3] искаженный октаэдр

21. Для Cu2+,Au3+более устойчивы комплексы с донорными лигандами Cl, N, O

CuO. Преимущественно основный характер этого оксида проявляется в легкости растворения в кислотах

CuO + 2НCl = CuCl2 + Н2О,а слабые амфортерные свойства могут быть проиллюстрированы лишь реакциями щелочного сплавления со щелочами:NaOH + CuO = Na2CuO2 + H2O.В водном растворе аммиака он растворяется с образованием темно-синего аммиаката

22. CuO + 4NH3 + 3H2O = [Cu(NH3)4(H2O)2](OH)2.

При сильном прокаливании оксид меди(II) отдает кислород, превращаясь в оксид меди(I). Таким образом, оксид меди(II) проявляет свойства окислителяВодород, углерод, угарный газ и аммиак при нагревании легко восстанавливают его до меди:CuO+ Н2 Cu + Н2О

+ 2NH3= 3Cu + N2 + 3H2O. Ион Cu2+ в октаэдрическом поле обычно претерпевает удлинение двух связей, расположенных по оси z, приобретая геометрия квадратной бипирамиды с четырьмя лигандами, расположенными на равном расстоянии в экваториальной плоскости и двумя более отдаленными, занимающими аксиальные позиции. Координационное число, таким образом формально равно шести, но часто обозначается как 4 + 2 с целью подчеркнуть тетрагональное искажение и удаленность двух лигандов. При полном удалении этих лигандов возникает плоско-квадратная геометрия, являющаяся предельным случаем тетрагонального искажения. Ион гексааквамеди(II) [Cu(H2O)6]2+ входит в состав многих кристаллогидратов, например, Cu(ClO4)6H2O, (NH4)2Cu(SO4)26H2O, придавая им характерный для соединений меди(II) синий цвет. Из-за тетрагонального искажения электронный спектр иона в видимой области представляет собой широкую несимметричную полосу с максимумом пр 800 нм, соответствующему переходу электрона с dz2 на dx2-y2 орбиталь. Ион [Cu(OH)4]2– представляет собой плоский квадрат. При разбавлении раствора гидроксокупраты гидролизуются, причем при быстром добавлении их в большой избыток воды образуется фаза гидроксида, а при медленном проведении реакции – оксидМедь(II), подобно другим металлам группы, тяготеет к мягким донорным центрам – азоту и сере. При движении по 3d-ряду легкость образования аммиакатов и их учтойчивость полседовательно возрастают. Так, лазурно-синие аммиачные комплексы меди(II) образуются при действии на соли меди(II) избытком водного раствора аммиака:

Cu2+ + 4NH3 + 2H2O = [Cu(NH3)4(H2O)2]2+

Процессы замещения молекул воды в координационной сфере меди на молекулы аммиака протекают последовательно, но с высокой скоростью, обусловленной лабильностью. комплексов с d9-конфигурацией атома металла. Аммиакаты Cu(II) постепенно разрушается при кипячении с раствором щелочи и быстро – при пропускании сероводорода из-за образования малорастворимого сульфида:

[Cu(NH3)4(H2O)2]SO4 + 3H2S = CuS + (NH4)2SO4 + 2NH4HS + 2H2O,

Общая характеристика IIА группы Периодической Системы элементов.В этой группе располагаются следующие элементы: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra. Они имеют общую электронную конфигурацию: (n-1)p6ns2, кроме Ве 1s22s2. В силу последнего, свойства Ве немного отличаются от свойств подгруппы в целом. Свойства магния тоже отличаются от свойств подгруппы, но в меньшей степени. В ряду Са – Sr – Ba – Ra свойства меняются последовательно. Относительная электроотрицательность в ряду Ве – Ra падает т.к. с увеличением размера атома валентные электроны отдаются охотнее. Свойства элементов IIА подгруппы определяются легкостью отдачи двух ns-электронов. Бери́ллий — элемент главной подгруппы второй группы, второго периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 4. Обозначается символом Be. Для бериллия характерна только одна степень окисления +2. По многим химическим свойствам бериллий больше похож на алюминий, чем на находящийся непосредственно под ним магний(проявление"диагональногосходства"). С химической точки зрения Ве и особенно магний – активные металлы, с высоким сродством к окислителям (кислород, галогениды и др.). На воздухе бериллий и магний покрываются тонкой оксидной пленкой. Вода не действует на бериллий. Магний медленно вытесняет из воды водород при кипячении. Оба элемента сгорают на воздухе при нагревании по реакции 2Э+О2=2ЭО, выделяя много тепла и света (на этом основано применение магния в пиротехнике). Помимо окисей образуется еще Э3N2. Магний загорается при 650 0С, бериллий - при 900 0С. Оба соединяются с галогенами, а при нагревании - с серой и азотом. Оба элемента восстанавливают Si, Ti, K, Ba из окислов. Магний, как правило, реагирует энергичнее. Оба элемента хорошо растворимы в разбавленных кислотах, не являющихся окислителями. Бериллий растворяется в HNO3 лишь при нагревании. Горячая концент-рированная серная кислота медленно растворяет Э выделяя SO2 или H2S. HГ (Г=Сl, Br, I) в газообразном состоянии легко действуют на Э. На магний не оказывают заметного действия HF любой концентрации, растворы NaOH, Na2CO3. На бериллий же концентрированные растворы щелочей действуют уже при комнатной температуре по схеме: 2NaOH +Be + 2H2O = Na2[Be(OН)4]+ H2. В этом бериллий сходен с алюминием. С водородом соединяется непосредственно лишь магний (при давлении). Ве до температуры плавления с водородом не реагирует, однако при термическом разложении бериллийорганических соединений (2000о С) образуется ВeH2. С водным раствором аммиака бериллий не реагирует. Магний тоже почти не растворяется в аммиачном растворе, однако, постепенно растворяется в растворе солей аммония по схеме: 2NH4+ + Mg = Mg2+ + H2 + NH3. Ве из солей аммония растворяется лишь в крепком растворе NH4F по схеме: 4NH4F + Be = (NH4)2BeF4 + H2 + 2NH3. Различия в химизме растворения доказывают большую комплексообразовательную способность бериллия. Be + 2NaOH(р) + 2H2O = Na2[Be(OH)4] + H2.

Вe+2NaOH(ж) = Na2BeO2 + H2. Be(OH)2 + 2КOH = К2[Be(OH)4], Be(OH)2 + 2HСl = BeСl2 + 2H2O BeO + Mg = Be + MgO. BeF2 + Mg = MgF2 + Be. Ba[BeF4] = BaF2 + Be + F2.. Основные природные минералы, содержащие бериллий: берилл Be3Al2(SiO3)6, фенакит Be2SiO4,. Обычный промышленный метод получения металлического магния — это электролиз расплава смеси безводных хлоридов магния MgCl2 (бишофит), натрия NaCl и калия KCl. В расплаве электрохимическому восстановлению подвергается хлорид магния:MgCl2 (электролиз) = Mg + Cl2. МgO + C = Mg + CO. Применение кремния позволяет получать магний из такого сырья, как доломит CaCO3•MgCO3, не проводя предварительного разделения магния и кальция. С участием доломита протекают реакции:CaCO3•MgCO3 = CaO + MgO + 2CO2, 2MgO + CaO + Si = CaSiO3 + 2Mg..Преимущество термического способа состоит в том, что он позволяет получать магний более высокой чистоты..смесь порошкового магния с перманганатом калия KMnO4 — взрывчатое вещество. Mg (раск.) + Н2О = MgO + H2↑; Гидроокись бериллия вообще является единственным основанием в IIA группе, обладающей амфотерными свойствами. Ввиду слабости кислотных свойств Ве(ОН)2 бериллаты сильно гидролизованы в водном растворе. При растворении Ве(ОН)2 в кислотах образуются тетраэдричекие аквакомплексы [Ве(Н2О)4]2+, в щелочах – гидроксокомплексы [Be(OH)4]2- (или [Be(OH)3]-)по схеме: Ве(ОН)2 + 2OH- = [Be(OH)4]2-. Бериллий в беррилиат-ионе sp3-гибридизирован, а сам беррилат-ион имеет форму тетраэдра. КЧВе= 4. Ве(ОН)2 начинает терять воду уже при 2300С. Бериллаты типа К2ВеО2 существуют только в твердом состоянии. Они могут быть получены растворением порошка Ве на расплавы щелочей. Основные свойства у Ве(ОН)2 преобладают над кислотными, но выражены менее значительно, чем у Mg(ОН)2. Гидроокись магния встречается в природе (минерал брусит). Mg(ОН)2 обладает только основными свойствами. Однако, взаимодействием Mg(OH)2 c 65%-ным раствором NaOH при 1000С может быть получен неустойчивый в водной среде тетрагидроксомагнезат натрия – Na2[Mg(OH)4]. Помимо кислот, гидроксид магния растворим в растворах солей аммония по схеме: Mg(OH)2 + 2NH4+ = Mg2+ + 2NH3 + 2H2О. Поэтому раствором аммиака нельзя полностью осадить гидроокись магния, например из хлорида, т.к. следующий процесс равновесный: МgCl2 + NH4OH = NH4Cl + Mg(ОН)2. При нагревании гидроокись магния реагирует с Р, Se, S (Х = Se, S): 6Mg(ОН)2 + 4P = 6MgО + 4РН3 + 3О2 и 2Mg(ОН)2 + 2Х = 2MgО + 2Н2Х + О2. Обе гидроокиси хорошо растворимы в кислотах: Э(ОН)2 + 2Н+ = Э2+ + 2H2О. Многие из солей бериллия и магния хорошо растворимы в воде. Ионы Э2+ бесцветны. Mg2+ сообщают раствору горький вкус, Ве2+- сладковатый.

Жёсткость воды — совокупность химических и физических свойств воды, связанных с содержанием в ней растворённых солей щёлочноземельных металлов, главным образом, кальция и магния (так называемых «солей жёсткости»). Вода с большим содержанием таких солей называется жёсткой, с малым содержанием — мягкой. Различают временную (карбонатную) жёсткость, обусловленную гидрокарбонатами кальция и магния (Са(НСО3)2; Mg(НСО3)2), и постоянную (некарбонатную) жёсткость, вызванную присутствием других солей, не выделяющихся при кипячении воды: в основном, сульфатов и хлоридов Са и Mg (CaSO4, CaCl2, MgSO4, MgCl2). Термоумягчение. Основан на кипячении воды, в результате термически нестойкие гидрокарбонаты кальция и магния разлагаются с образованием накипи:Ca(HCO3)2 → CaCO3↓ + CO2 + H2O.Кипячение устраняет только временную (карбонатную) жёсткость. Находит применение в быту.Реагентное умягчение. Метод основан на добавлении в воду кальцинированной соды Na2CO3 или гашёной извести Ca(OH)2. При этом соли кальция и магния переходят в нерастворимые соединения и, как следствие, выпадают в осадок. Например, добавление гашёной извести приводит к переводу солей кальция в нерастворимый карбонат:Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 → 2CaCO3↓ + 2H2O.Лучшим реагентом для устранения общей жесткости воды является ортофосфат натрия Na3PO4, входящий в состав большинства препаратов бытового и промышленного назначения:3Ca(HCO3)2 + 2Na3PO4 → Ca3(PO4)2↓ + 6NaHCO3…3MgSO4 + 2Na3PO4 → Mg3(PO4)2↓ + 3Na2SO4. Ортофосфаты кальция и магния очень плохо растворимы в воде, поэтому легко отделяются механическим фильтрованием. Этот метод оправдан при относительно больших расходах воды, поскольку связан с решением ряда специфических проблем: фильтрации осадка, точной дозировки реагента. Катионирование. Метод основан на использовании ионообменной гранулированной загрузки (чаще всего ионообменные смолы). Такая загрузка при контакте с водой поглощает катионы солей жёсткости (кальций и магний, железо и марганец). Взамен, в зависимости от ионной формы, отдавая ионы натрия или водорода. Эти методы соответственно называются Na-катионирование и Н-катионирование. В промышленности с помощью ионообменных фильтров заменяют ионы кальция и магния на ионы натрия и калия, получая мягкую воду. Обратный осмос. Метод основан на прохождении воды через полупроницаемые мембраны (как правило, полиамидные). Вместе с солями жёсткости удаляется и большинство других солей. Электродиализ. Основан на удалении из воды солей под действием электрического поля. Удаление ионов растворенных веществ происходит за счёт специальных мембран. Так же как и при использовании технологии обратного осмоса, происходит удаление и других солей, помимо ионов жёсткости.Полностью очистить воду от солей жёсткости можно дистилляцией. Дистилляция (лат. distillatio — стекание каплями) — перегонка, испарение жидкости с последующим охлаждением и конденсацией паров.

Дата добавления: 2015-10-02