Координационные соединения - презентация, доклад, проект скачать

Нажмите для полного просмотра!

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Координационные соединения. Доклад-сообщение содержит 85 слайдов. Презентации для любого класса можно скачать бесплатно. Если материал и наш сайт презентаций Mypresentation Вам понравились – поделитесь им с друзьями с помощью социальных кнопок и добавьте в закладки в своем браузере.

Слайды и текст этой презентации

Слайд 1

Описание слайда:

Координационные соединения Координационные соединения

Слайд 2

Описание слайда:

Слайд 3

Описание слайда:

K3 [Fe(CN)6] K3 [Fe(CN)6]

Слайд 4

Описание слайда:

Слайд 5

Описание слайда:

Слайд 6

Описание слайда:

Донорно-акцепторный механизм: лиганд предоставляет электронную пару, а центральный атом вакантную орбиталь. Донорно-акцепторный механизм: лиганд предоставляет электронную пару, а центральный атом вакантную орбиталь. Координационные (комплексные) соединения особенно характерны для d- и f-элементов (переходных элементов), у которых есть вакантные орбитали, и они способны принимать электронную пару от лиганда.

Слайд 7

Описание слайда:

Примеры лигандов

Слайд 8

Описание слайда:

Слайд 9

Описание слайда:

Слайд 10

Описание слайда:

Изомерия комплексных соединений

Слайд 11

Описание слайда:

Геометрическая изомерия

Слайд 12

Описание слайда:

ЦИСПЛАТИН ЦИСПЛАТИН Обладает выраженными цитотоксическими, бактерицидными и мутагенными свойствами. В основе биологических свойств, по общепризнанному мнению, лежит способность соединения образовывать прочные специфические связи с ДНК. Этот комплекс платины в настоящее время широко применяется в медицине как противораковое средство. Противораковая активность цисплатина была обнаружена в 1969 году.

Слайд 13

Описание слайда:

Слайд 14

Описание слайда:

Слайд 15

Описание слайда:

Слайд 16

Описание слайда:

Слайд 17

Описание слайда:

Слайд 18

Описание слайда:

Слайд 19

Описание слайда:

Побочная подгруппа Побочная подгруппа I группы периодической системы

Слайд 20

Описание слайда:

Слайд 21

Описание слайда:

Слайд 22

Описание слайда:

В ЭХРН: …H ... Cu …Ag …Au Сu2+/Cu Ag+/Ag [AuСl4]–/Au , В: +0,34 +0,799 +1,00

Слайд 23

Описание слайда:

Распространенность и минералы Cu – 25 место; CuFeS2 (халькорипит), Cu2S (халькозин), 2CuCO3.Cu(OH)2 (азурин), CuCO3.Cu(OH)2 (азурин), самородная Cu Ag – 70; Ag2S (аргентин), самородное Ag Au - 75; самородное Au, Au2Te (калавит)

Слайд 24

Описание слайда:

Известны с древнейших времен Известны с древнейших времен Сu – гр. «кипрос» - остров Кипр. Ag – гр. «аргос» - блестящий. Au – лат. «аурум» - желтый; название на русском от др.инд. «сол» - солнце

Слайд 25

Описание слайда:

Получение 2Сu2S + 3O2 = 2Cu2O + 2SO2 (обжиг) Cu2S + 2Cu2O = 4Cu + SO2 (томление, без O2) Рафинирование: электролиз растворение и осаждение Cu в растворе CuSO4 Извлечение при цианировании: Cu + H2O + 2KCN = K[Cu(CN)2] + 1/2H2 + KOH 2 = 1016

Слайд 26

Описание слайда:

Получение Цианидный способ для извлечения Ag и Au Разработан в 1843 г. в России 2M + H2O + 4KCN +1/2O2 =2K[M(CN)2] +2KOH M = Ag (2 = 7.1019); Au (2 = 2.1038)

Слайд 27

Описание слайда:

Свойства простых веществ Cu + X2 = CuX2 (X = Cl, Br) Cu + 1/2I2 = CuI Cu + O2 = CuO Cu + S = CuS 2Ag + X2 = 2AgX (X = Cl, Br, I) Ag + F2 = AgF2 4Ag + 2H2S +O2 = 2Ag2S + 2H2O

Слайд 28

Описание слайда:

Реакции с кислотами-окислителями Cu + 2H2SO4 конц. = CuSO4 + SO2 + 2H2O Cu + 4HNO3 конц. = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O 2Ag + H2SO4 конц. = Ag2SO4 + SO2 + 2H2O Ag + 2HNO3 конц. = AgNO3 + NO2 + H2O Ag + царская водка = нет реакции (AgCl↓) 2Au + 6H2SeO4 распл. = Au2(SeO4)3 + 3SeO2 +6H2O Au + HNO3 + 4HCl = H[AuCl4] + NO + 2H2O

Слайд 29

Описание слайда:

Ox-red свойства

Слайд 30

Описание слайда:

Соединения Cu+ Эл. конфигурация: d10 , Почти все соединения бесцветны. НО! Cu2O – красного цвета. 4Cu2+ + 8OH– + N2H4 = 2Cu2O + N2 + 6H2O Свойства: Cu2O + 2HCl = 2CuCl + H2O CuCl + HCl изб. = H[CuCl2] бесцв. CuCl + 2NH3 = [Cu(NH3)2]Cl бесцв.

Слайд 31

Описание слайда:

Соединения Cu+ Н/р соли: CuX (X = Cl, Br, I, CN, SCN). CuF – неизвестен. Растворимые соли Cu+ в водных р-рах не сущ-ют!!! 2Сu+ = Cu2+ + Cu0 K298 = 106 Cu2O + H2SO4 разб = CuSO4 + Cu + H2O Cu2O + 3H2SO4 конц = 2CuSO4 + SO2 + 3H2O

Слайд 32

Описание слайда:

Соединения Cu+ Получение нерастворимых солей: Cu2+ + 3I– = CuI + I2 2Cu2+ + 4CN– = 2CuCN + (CN)2 (добавление KCN к кипящему раствору CuSO4) CuCl2 + Cu = 2CuCl (нагревание в растворе HCl)

Слайд 33

Описание слайда:

Соединения Cu2+ Cu2+ + 2OH– = Cu(OH)2↓ голубой Растворяется в кислотах и щелочах. Сu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O Cu(OH)2 + 2OH– = [Cu(OH)4]2– купраты(II) Cu(OH)2 + 4NH3 = [Cu(NH3)4](OH)2 осаждение спиртом Cu(OH)2 = H2O + CuO черный, при Т

Слайд 34

Описание слайда:

Соединения Cu2+ Нерастворимы в воде: CuS, CuCO3 Растворимы в воде: CuX2 (X = Cl, Br, NO3,1/2SO4, ClO4, OAc) CuSO4 – б/цв CuSO4.5H2O – голубой (медный купорос) CuCl2 – коричневый CuCl2.6H2O – зеленый; в конц. р-рах зеленый, в разб. р-рах голубой

Слайд 35

Описание слайда:

Соединения Cu3+ 2Cu(OH)2↓ + K2S2O8 + 2KOH = 2K2SO4 + 3H2O + Cu2O3↓ KClтв + CuCl2 тв+ F2 газ = K3[CuIIIF6] св-зеленый Сильные окислители Устойчивы в комплексах или щелочной среде 2Cu2O3 + 4H2SO4 = 4CuSO4 + O2 + 4H2O Cu2O3 + 6HCl = 2CuCl2 + Cl2 + 3H2O

Слайд 36

Описание слайда:

Ag+ – окислительные свойства. Ag+ – окислительные свойства. Ag+ + 1e = Ag0, E0 = 0,80 В AgNO3 – ляпис, «адский камень», используется в медицине для прижигания и стерилизации ран. 2 Ag+ + Zn = 2 Ag + Zn2+ Ag+ + C6H12O6 (глюкоза) – «серебряное зеркало»

Слайд 37

Описание слайда:

2Ag+ +2OH– = Ag2O↓ + H2O бурый, основ. 2Ag+ +2OH– = Ag2O↓ + H2O бурый, основ. Ag2O + 2HF = 2AgF + H2O Ag2O + 2HNO3 = 2AgNO3 + H2O AgOH – очень неустойчив, сильное основание. Растворимые: AgNO3 (практ. не гидролизуется), AgF Н/р соли: AgX (X = Cl, Br, I, CN, SCN, 1/2S, 1/2CO3, 1/3PO4, 1/2CrO4 и др).

Слайд 38

Описание слайда:

Комплексы Ag+ Ag2O↓+ 4NH3 + H2O = 2[Ag(NH3)2]+ + 2OH– AgCl↓ + 2NH3 = [Ag(NH3)2]+ + Cl– 2 = 107 AgBr, AgI не растворимы в водном NH3 AgX↓ + 2CN– = [Ag(CN)2]– + X– (X = Cl, Br, I) AgX↓ + 2S2O32– = [Ag(S2O3)2]3– + X– (X = Cl, Br, I) 2([Ag(CN)2]–) = 1020; 2([Ag(S2O3)2]3–) = 1013

Слайд 39

Описание слайда:

Ag2+ и Ag3+ Ag + F2 = AgF2 очень сильный окислитель 4AgF2 + 2H2O = O2 + 4HF + 4AgF Стабилизация в комплексах [AgL4]2+ (L – амины, пиридин) Анодное окисление Ag+ в щелочных растворах: Ag2O3 – черный, оч. сильный ок. Ag2O3 + 2HNO3 = 2AgNO3 + O2 +H2O KFтв + AgFтв + F2 газ = K[AgF4] (желтый)

Слайд 40

Описание слайда:

Au+ Н/р соли: AuX ( X = Cl, Br, I, CN). Диспропорционируют даже н/р: 3AuCl↓ + H2O = 2Au + [AuCl3(OH)]– + H+ Устойчивые комплексы: [AuCl2]–, [Au(CN)2]–, [Au(S2O3)2]3– Au2O и AuOH плохо охарактеризованы

Слайд 41

Описание слайда:

Au3+ Сильные окислители, в основном, комплексы. [AuCl4]– + 3OH– = Au(OH)3↓+ 4Cl– Красно-коричневый, амфотерный. Au(OH)3 + KOH =K[Au(OH)4] гидроксоаурат Au(OH)3 + 4HCl = H[AuCl4] + 3H2O 2Au(OH)3 = Au2O3 + 3H2O (ниже 150 oC) 4Au2O3 = 4Au + 2Au2O +5O2 (выше 150 oC)

Слайд 42

Описание слайда:

Au3+ и Au5+ Au + KrF2 = Kr + AuF5 (устойчив до 200оС) AuF5 = F2 + AuF3 Очень сильный окислитель, с фторидами образует гексафтораураты(V): AuF5 + KF = K[AuF6]

Слайд 43

Описание слайда:

Побочная подгруппа Побочная подгруппа II группы периодической системы

Слайд 44

Описание слайда:

Слайд 45

Описание слайда:

Слайд 46

Описание слайда:

Zn – 24 место; ZnS (сфалерит), ZnO (цинкит). Zn – 24 место; ZnS (сфалерит), ZnO (цинкит). Cd – 48 место; CdS (гринокит), CdCO3 (отавит). Hg – 57 место, HgS (киноварь) и самородная ртуть.

Слайд 47

Описание слайда:

Открытие элементов Zn – производство в Индии с XII века; сплав с медью (латунь) до н.э.; возможно от нем. Zinn (олово). Cd – 1817 г., нем. Штромейер; греч. «кадмия» - цинковая руда. Hg – известна с ~1500 г. до н.э.; Меркурий – ближайшая к Солнцу планета; лат. Hydrargirum – серебряная вода.

Слайд 48

Описание слайда:

Получение Zn и Cd В природе: ZnS – сфалерит (цинковая обманка), Cd сопутствует Zn в рудах ZnS + 3/2O2 = ZnO +SO2 (обжиг) Пирометаллургия: ZnO + C = CO + Zn (1300 oC), Cd отделяют перегонкой Гидрометаллургия: ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O Катод: Zn2+ +2e- = Zn0

Слайд 49

Описание слайда:

Hg Hg В природе: HgS (киноварь), самородная ртуть HgS + O2 = Hg + SO2 HgS + Fe = Hg + FeS HgO = Hg + 1/2O2 (500 oC)

Слайд 50

Описание слайда:

Свойства простых веществ

Слайд 51

Описание слайда:

Свойства простых в-в

Слайд 52

Описание слайда:

Сравнение соединений Zn и Cd

Слайд 53

Описание слайда:

Оксиды/гидрокcиды ZnO/Zn(OH)2 – амфотерные свойства: Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4] цинкат CdO/Cd(OH)2 – основные свойства: Как Zn, но реакции с конц. щелочами только при повышенной температуре HgO/гидроксида нет!! – только основные свойства.

Слайд 54

Описание слайда:

Амальгамы

Слайд 55

Описание слайда:

Hg2+ Hg + 1/2O2 = HgO красный оксид (300 оС) Hg2+ + 2OH- = H2O + HgO желтый оксид СОЛИ:

Слайд 56

Описание слайда:

Соли Hg2+ Гидролиз сильных электролитов: Hg2+ + NO3– +H2O = (HgOH)NO3↓ + H+ белый осадок растворим при добавлении кислот HgF2 + H2O = HgO↓ + 2HF полный гидролиз Гидролиз слабых электролитов: HgCl2 = HgCl+ + Cl– ( ~ 0,01) Hg(CN)2 – не гидролизуется, раствор практически не проводит эл. ток.

Слайд 57

Описание слайда:

Соли Hg22+ (ст.ок. 1+)

Слайд 58

Описание слайда:

Соли Hg22+ (ст.ок. 1+) [H2O–Hg–Hg–OH2]2+, [X–Hg–Hg–X] Растворимые соли: Hg2(NO3)2, Hg2F2 Нерастворимые соли: Hg2X2 (X = Cl, Br, I) Гидролиз растворимых солей: Hg2(NO3)2 + H2O = Hg2(OH)NO3 + HNO3 (мутнеет) Hg2F2 + H2O = HgO + Hg + 2HF (полный) Hg2(OH)2 , Hg2O, HgCN, Hg2S – НЕ СУЩЕСТВУЮТ

Слайд 59

Описание слайда:

Ox-red реакции 1) Hg + HNO3 разб = Hg(NO3)2 + NO + H2O Hg изб + HNO3 разб = Hg2(NO3)2 + NO + H2O 2) Окисление: Hg2(NO3)2+4HNO3 конц= 2Hg(NO3)2+2NO2 +2H2O 3) Восстановление: 2HgCl2 + SnCl2 недост = Hg2Cl2↓ + SnCl4 HgCl2 + SnCl2 изб = Hg↓ + SnCl4

Слайд 60

Описание слайда:

Сравнение Hg(NO3)2 и Hg2(NO3)2

Слайд 61

Описание слайда:

Побочная подгруппа Побочная подгруппа III группы периодической системы (f-элементы)

Слайд 62

Описание слайда:

Слайд 63

Описание слайда:

Распространенность РЗЭ

Слайд 64

Описание слайда:

Sc и РЗЭ

Слайд 65

Описание слайда:

Лантаноидное сжатие У лантаноидов (как и у актиноидов) увеличение атомного номера приводит не к повышению, а к понижению размеров атомов и ионов. Причина этого явления, называемого лантаноидным сжатием, – неполное экранирование добавочными 4f-электронами уже имеющихся 4f-электронов. С ростом атомного номера РЗЭ увеличивается эффективный заряд ядра, воздействующий на каждый из f-электронов, а неполное экранирование последних вызывает смещение электронных оболочек атомов ближе к ядру. La(OH)3 → ……………………………. → Lu(OH)3 уменьшение основных свойств, увеличение степени гидролиза солей

Слайд 66

Описание слайда:

Основные соединения Оксиды M2O3 – тугоплавкие, плохо растворимы в воде, растворимы в кислотах. Но: La2O3 + 3H2O = 2La(OH)3 (бурно). Поглощают СО2 и Н2О из воздуха → La2(СO3)3, La(OH)3. Гидроксиды M(OH)3 – плохорастворимые основания средней силы. Растворимые соли – галогениды, нитраты, ацетаты, перхлораты. Плохо растворимые соли – карбонаты, фосфаты, оксалаты, а также фториды (маленький катион и маленький анион).

Слайд 67

Описание слайда:

Разделение РЗЭ

Слайд 68

Описание слайда:

Предполагается, что вакантная, заполненная наполовину и заполненная полностью f-оболочки обладают повышенной устойчивостью. Для большинства РЗЭ устойчива только степень окисления М3+, но для Се и Тb устойчиво также состояние М4+, а для Еu и Yb устойчиво также М2+. Предполагается, что вакантная, заполненная наполовину и заполненная полностью f-оболочки обладают повышенной устойчивостью. Для большинства РЗЭ устойчива только степень окисления М3+, но для Се и Тb устойчиво также состояние М4+, а для Еu и Yb устойчиво также М2+.

Слайд 69

Описание слайда:

Степень окисления +4 Ce4+: [Xe] CeO2, CeF4 Pr4+: [Xe]4f1 PrO2 (pO2 280 атм, 400˚C); PrF4 Но устойчивы сложные оксиды, Pr5O9, Pr6O11, Pr7O12. Сильные окислители, Pr4+ окисляет воду 4Pr4+ + 2H2O = 4Pr3+ + O2 + 4H+ E0(Ce4+/Ce3+) = 1.2 B; E0(Pr4+/Pr3+) = 2.9 B Получение соединений Ce4+: Ce + O2 = CeO2 (горение, пирофорность) 2 Сe(OH)3 + 2OH– + Cl2 = 2 Ce(OH)4 + 2Cl– (pH > 7) 2Ce(OH)4 + 8HCl = 2CeCl3 + Cl2 + 8H2O (pH < 7)

Слайд 70

Описание слайда:

Степени окисления +2 Sm2+: [Xe]4f6 SmI2 Eu2+: [Xe]4f7 EuO, EuX2, EuSO4 (н/р), EuCO3 (н/р) Yb2+: [Xe]4f14 YbO, YbX2, YbSO4 Cильные восстановители: Sm2+ + H2O = [SmOH]2+ + ½H2 E0(Sm3+/Sm2+) = –1.55 B; E0(Eu3+/Eu2+) = –0.43 B; E0(Yb3+/Yb2+) = –1.15 B Получение: EuCl3 + “H” = EuCl2 + HCl (Zn + HCl)

Слайд 71

Описание слайда:

Комплексы лантаноидов Аквакомплексы [M(H2O)9]3+ лабильны (замещение лигандов за 10–7 – 10–9 с); Предпочитают координацию по кислороду; Высокие координационные числа и многообразие координационных полиэдров; Маленький Sc3+: [Sc(acac)3], KЧ = 6 Средний Y3+: [Y(acac)3(H2O)], KЧ = 7 Большой La3+: [La(acac)3(H2O)2], КЧ = 8

Слайд 72

Описание слайда:

Слайд 73

Описание слайда:

Актиноиды

Слайд 74

Описание слайда:

Актиноиды Все радиоактивны 232Th t1/2 = 3,28.1010 лет; 238U t1/2= 4,47.109 лет; 251Cf t1/2= 900 лет; 259No t1/2= 1,4 ч; 260Lr t1/2 = 3мин

Слайд 75

Описание слайда:

Ac (актиний), Th (торий), Pa (протактиний)

Слайд 76

Описание слайда:

Ac (актиний), Th (торий), Pa (протактиний)

Слайд 77

Описание слайда:

Слайд 78

Описание слайда:

U 238U – 99% t1/2= 4.5 млрд. лет 235U – 0,75% - наиболее важен t1/2= 0.7 млн. лет U4+: коричневый UO2, U(OH)4 – слабое основание; U4+ + 4F– = UF4 ; UO2 + 4HF = UF4 + 2H2O U6+: оранжевый UO3, UF6 (возгоняется при 57 оС) UO3 + NaOH → Na2U2O7 (Na2UO4) – уранаты

Слайд 79

Описание слайда:

U Урановая кислота-H2UO4 ≡ UO2(OH)2-основание уранила 2H2UO4 + 2NaOH → Na2U2O7 + 3H2O (Na2UO4) – уранаты UO2(OH)2 + 2HX → UO2X2 + 2H2O (X = NO3, OAc, Cl) Восстановление U6+ в U4+: UO3 + H2 = UO2 + H2O UO2(NO3)2+(Zn+2H2SO4) = U(SO4)2+Zn(NO3)2+2H2O Окисление U4+ в U6+: 2UF4 + O2 = UF6 + UO2F2 3UF4 + 2ClF3 = 3UF6 + Cl2