Typy chemických reakcií
Typ práce: Ostatné
Jazyk:
Počet zobrazení: 2 556
Uložení: 153
Typy chemických reakcií
1. Protolytické reakcie
Teórie kyselín a zásad:
Arrheniova teória:
kyselina – zlúčenina, ktorá sa vo vodnom roztoku ionizuje za vzniku vodíkových katiónov
zásada – zlúčenina, ktorá sa ionizuje za vzniku hydroxidových aniónov
Brönstedova teória:
Kyselina – látka schopná uvoľňovať vodíkový katión H+ (uvoľnením katiónu vodíka sa z kyseliny stáva zásada).
zásada – látka schopná prijať vodíkový katión H+ (prijatím katiónu vodíka sa zo zásady stáva kyselina).
Protolytické reakcie
–reakcie, pri ktorých dochádza k prenosu protónov, teda katiónov H+ medzi kyselinou a zásadou.
HA + B →HB+ + A-
HA = kyselina , B = zásada
HB+ = Brönstedova kyselina odvozená od zásady B
A- = Brönstedova zásada odvozená od kyseliny HA
Konjugovaný pár –kyselina azásada, ktoré sa líšia o protón H+ (každá kyselina K je spriahnutá so zodpovedajúcou zásadou Z, s ktorou tvorí tzv. konjugovaný pár).
Amfotérne látky –látky, ktoré môžu byť aj kyselinou aj zásadou (amfolyty – H2O, HSO4-)
Sila kyselín a zásad
kyslosť – schopnosť odštepovať protóny, sila
zásad = zásaditosť – schopnosť protóny viazať, určuje sa najčastejšie vzhľadom na vodu
Silné, slabé kyseliny a zásady
silná kyselina–kyselina, ktorá je úplne disociovaná vo vodnom roztoku
slabá kyselina – kyselina, ktorá je len čiastočne disociovaná vo vodnom roztoku
silná zásada – zásada, ktorá je úplne disociovaná vo vodnom roztoku
slabá zásada – zásada, ktorá je len čiastočne disociovaná vo vodnom roztoku
Disociácia kyselín a zásad v roztokoch má za následok ustálenie protolytickej rovnováhy. Protolytickú rovnováhu charakterizujeme rovnovážnymi konštantami KA alebo KB.
Na základe hodnoty disociačnej konštanty zásady alebo kyseliny určujeme ich silu. Teda čím je hodnota disociačnej konštanty kyselín väčšia, tým je kyselina silnejšia (tým väčšie množstvo disociovaných molekúl kyseliny v roztoku).
Čim je hodnota disociačnej konštanty zásady väčšia, tým je sila zásady väčšia (vo roztoku je tým väčšie množstvo disociovaných molekúl).
Silné kyseliny: (KA > 10-2):
HCl, HBr, HNO3, H2SO4, HClO4 – kyselina chloristá – najsilnejšia kyslíková kyselina
kyslíkaté – HnXOn < HnXOn+1 < HnXOn+2 < HnXOn+3
HClO < HClO2 < HClO3 < HClO4
H3BO3 < H2CO3 < H2SO4 < HIO
Stredne silné kyseliny: (10-2 - 10-4)
HF – kyselina fluorovodíková
HNO2 - kyselina dusitá
H2CO3 – kyselina uhličitá
Slabé kyseliny (KA < 10-4):
H2S, HClO, HCN
Autoprotolýza vody
Autoprotolýza vody –reakcia dvoch molekúl vody (vody s vodou), pričom vzniká oxóniový katión a hydroxylový anión.
Iónový súčin vody KV –konštantný súčin koncentrácií iónov H3O+ a OH- vo vodných roztokoch (10-14, pri t = 25°) Na kvantitatívne vyjadrovanie acidobázických vlastností vodných roztokov sa využíva látková koncentrácia iónov H3O+ respektíve OH- prítomných v roztoku po dosiahnutí rovnovážneho stavu. Slabá elektrická vodivosť vody je zapríčinená disociáciou (autoiónizáciou).
H2O + H2O ↔ H3O+ + OH-
Pre rovnovážnu konštantu tejto reakcie platí:
a(H3O+) . a(OH-)
K = ------------------------ , a – aktivita príslušnej zložky
a2(H2O)
Keďže nedisociovaných molekúl vody je obrovský nadbytok, možno člen a2(H2O) považovať za konštantu, potom súčin oxóniových a hydroxidových iónov predstavuje iónový súčin vody, Kv = a(H3O+) . a(OH-)
Rovnováha reakcie autoprotolýzy je posunutá na stranu reaktantov, keďže z 50 mil. molekúl iba jedna disociuje.
pH
pH(z lat. potencia hydrogeni) - kyslosť alebo acidita alebo pH alebo vodíkový exponent je číslo, ktorým vyjadrujeme či vodný roztok reaguje kyslo alebo zásadito záporný dekadický logaritmus koncentrácie vodíkových iónov (pH = -log[H3O+])
pH stupnica(1909 Sören Peder Lauritz Sörensen)-rozsah 0 - 14. Roztoky s hodnotou pH od 0 – 7 sú kyslé roztoky. Neutrálne roztoky majú hodnotu pH = 7, zásadité roztoky od 7 - 14.
Neutrálne, kyslé a zásadité roztoky -podľa hodnoty pH, podľa nadbytku iónov v roztoku
[H3O+] > [OH-] – kyslé, [H3O+] = [OH-] – neutrálne, [H3O+] < [OH-] – zásadité
Neutralizácia je chemická reakcia, kedy reaguje kyselina a zásada. Produktmi sú soľ príslušnej kyseliny a voda.
Soli môžu vznikať:
zlučovaním kovu s nekovom
Fe + S = FeS sulfid železnatý
neutralizáciou
HCl + KOH = H2O + KCl chlorid draselný
reakciou kovu s kyselinou
Fe + H2SO4 = H2 + FeSO4 síran železnatý
reakciou kyselinotvorného oxidu s hydroxidom
CO2 + Ca(OH)2 = H2O + CaCO3 uhličitan vápenatý
reakciou hydroxidotvorného oxidu s kyselinou
CaO + 2HNO3 = H2O + Ca(NO3)2 dusičnan vápenatý
Medzi významné soli patria: halogenidy, sulfidy, dusičnany, sírany, uhličitany, a fosforečnany.
Hydrolýza solí –je protolytická reakcia iónov solí s vodou. Pri rozpúšťaní solí vo vode dochádza k ich ionizácii.
Vo všeobecnosti platí, že pri disociácii :
silnej kyseliny vzniká slabo zásaditý anión
slabej kyseliny vzniká silne zásaditý anión
silnej zásady vzniká slabo kyslý katión
slabej zásady vzniká silnekyslý katión
Hydrolýze nepodliehajú (t.j. s vodou nereagujú) slabo kyslé katióny ani slabo zásadité anióny.
Pri hydrolýze solí môžu nastať tieto štyri prípady:
- hydrolýza soli soslabokyslým katiónom a so slabo zásaditým aniónom:
→ kedže tieto nepodliehajú hydrolýze, s vodou nereagujú a výsledný roztok bude neutrálny
Napr. K2SO4,.....
2. hydrolýza soli so silnekyslým katiónom a so slabo zásaditým aniónom:
→silne kyslý katión (označme ho M+ ) podlieha hydrolýze, slabo zásaditý anión s vodou nereaguje:
M+ + 2H2O → MOH + ... koncentrácia sa zvyšuje, výsledný roztok bude kyslý
Napr. CaSO4, NH4Cl, (NH4)2SO4,..... - hydrolýza soli soslabokyslým katiónom a so silne zásaditým aniónom: slabo kyslý katión s vodou nereaguje, silne zásaditý anión (označme ho B-) podlieha hydrolýze: B- + 2H2O → HB + ... koncentráciasa zvyšuje, výsledný roztok bude zásaditý
Napr. Na2CO3, KCN.... - hydrolýza soli sosilnekyslým katiónom a so silne zásaditý anión: oba podliehajú hydrolýze, výslednú reakciu určuje ión s vyššou hodnotou disociačnej konštanty
Napr. NH4ClO, CH3COONH4
- Redoxné reakcie
Pri redoxných reakciách dochádza k výmene elektrónov. Každá redoxná reakcia je zložená z dvoch čiastkových reakcií (čiastkových dejov) a to z oxidácie a redukcie. Tieto deje prebiehajú súčasne.
Oxidačné číslo prvku – v zlúčeninách sa rovná náboju, ktorý by atóm prvku získal pri úplnej polarizácii všetkých svojich väzieb v molekule alebo ióne. Náboj získame, ak elektróny v každej väzbe priradíme elektronegatívnejšiemu z väzbových atómov. Oxidačné číslo sa rovná nábojovému číslu, ktoré predstavuje počet skutočných alebo myslených elementárnych nábojov.
Rovnica : S + Zn → ZnS
Pri oxidácii východisková látka odovzdáva elektróny ( zvyšuje svoje oxidačné číslo)
Zn0 - 2e- → ZnII
Atóm zinku Zn odovzdal 2 valenčné elektróny, pôvodné oxidačné číslo 0 sa zmenilo (zväčšilo) na oxidačné číslo +II – došlo k oxidácii. Oxidačné číslo sa zvýšilo o 2, pretože zinok odovzdal 2 elektróny. Z toho vyplýva, že oxidačné číslo pri oxidácii sa zvyšuje v závislosti od počtu odovzdaných elektrónov.
Pri redukcii východisková látka príjima elektróny (znižuje svoje oxidačné číslo)
S0 + 2e- → S-II
Oxidačné číslo sa pri redukcii zmenšuje v závislosti od počtu prijatých elektrónov, podobne ako sa pri oxidácii zvyšuje v závislosti od počtu odovzdaných elektrónov.
Atóm síry prijal dva elektróny, pôvodné oxidačné číslo 0 sa zmenšilo na –II došlo k redukcii, teda oxidačné číslo pri redukcii sa znižuje v závislosti od počtu prijatých elektrónov.
V redoxných reakciách platí pravidlo, že počet odovzdaných elektrónov sa musí rovnať počtu elektrónov prijatých.
Redukcia a oxidácia prebiehajú vždy súčasne (naraz) a sú vzájomne prepojené. Vždy, keď prebehne oxidácia (redukcia), prebehne aj redukcia (oxidácia). Základom redoxných reakcií je prijímanie a odovzdávanie valenčných elektrónov medzi atómami.
Celková rovnica redoxného deja je znázornená nasledovne:
Prijaté elektróny: 2 Odovzdané elektróny: 2
Redukovadlo – látka, ktorá sa sama redukuje – to znamená, že prijíma elektróny. Spôsobuje oxidáciu inej látky (oxidovadla).
Oxidovadlo – látka, ktorá sa sama oxiduje (odovzdáva elektróny). Spôsobuje redukciu inej látky (redukovadla).
Elektrochemický rad napätia kovov (ECHRNK)
Vzniká tak, že kov ponoríme do roztoku jeho solí. Medzi kovom a roztokom sa vytvorí elektrochemické napätie. Toto napätie vyjadruje ,,ochotu“ elektródy kovu prijímať elektróny. Napätie nám zároveň určuje redukčné vlastnosti daného kovu. Ak usporiadame kovy podľa ich elektrochemických napätí, dostaneme ELEKTROCHEMICKÝ RAD NAPÄTIA KOVOV – tzv. BEKETOV RAD
K Ca Na Mg Al Mn Zn Fe Co Ni Sn Pb H Cu Hg Ag Au Pt
(Keď cicanaša horečne alejou mňaučala, známy Fero Colník nikloval sny olovené, hej, kúpim Hedvige strieborno-zlatý prsteň.)
ECHRNK – Beketov rad
- Je to usporiadanie podľa rastúceho elektrochemického napätia, všetky prvky (kovy) pred H majú napätie záporné a za H majú všetky prvky (kovy) napätie kladné.
- Kovy pred H sa nazývajú NEUŠĽACHTILÉ a za H sa nazývajú UŠĽACHTILÉ
- Neušľachtilé kovy reagujú s kyselinou za vzniku vodíka
Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2
- Ušľachtilé kovy, ktoré reagujú len so silnými oxidačnými kyselinami nevytvárajú vodík
Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO2 + H2O
- Poloha prvku určuje jeho redukčné schopnosti a každý prvok dokáže redukovať len tie katióny kovov, ktoré sú od neho vpravo
Zn + FeSO4 → ZnSO4 + Fe
- Redoxné reakcie sú charakterizované rovnovážnou konštantou, táto konštanta je tým väčšia, čím sú prvky ďalej od seba
Rovnováha v redoxných reakciách
V redoxnej reakcií v uzavretej sústave sa podobne ako pri iných reakciách ustáli chemická rovnováha dynamického charakteru. Túto rovnováhu charakterizuje rovnovážna konštanta, ktorej hodnota závisí od teploty a od redukčných vlastnosti reagujúcej látky.
Redoxné reakcie sa využívajú pri výrobe niektorých kovov a ako zdroj elektrického prúdu.
Galvanický článok
Galvanický článok je zdrojom jednosmerného napätia, ktorý funguje na princípe spontánnych redoxných dejov. Skladá sa z dvoch polo článkov, z ktorých každý obsahuje elektródu ponorenú do roztoku elektrolytu.
Elektródy – Katóda (kladná) a Anóda (záporná) sú obyčajne z rôznych kovov a sú vodivo spojené.
Ak ponoríme kovovú elektródu do vodného roztoku soli toho istého kovu, dochádza k redoxnému deju, pri ktorom z anódy vystupuje do roztoku ďalší ión kovu, Zn – 2é → ZnII, roztok sa nabíja kladne a elektróda záporne, na anóde prebieha oxidácia. Zároveň sa z roztoku na katódu vylučuje kov, napr. CuII + 2é →Cu0 , roztok sa nabíja záporne a elektróda kladne, na katód prebieha redukcia.
Na rozhraní kovu a roztoku vzniká tenká vrstva – elektródová dvojvrstva, nachádza sa tu elektrické pole, medzi kovom a roztokom je elektromotorické napätie
Ak elektródy vodivo spojíme, prechádzajú vodičom elektróny uvoľnené zo zinkovej elektródy na medenú elektródu (kde reagujú s CuII iónmi) a vzniká elektrický prúd
Elektrolýza
Elektrolýza je elektrochemický dej vyvolaný účinkom jednosmerného prúdu, prechádzajúceho roztokom alebo taveninou elektrolytu, dochádza pri ňom k látkovým zmenám. Zariadenie pozostáva z elektrolytu a dvoch elektród – zápornej Katódy a kladnej Anódy.
Tavenina alebo roztok elektrolytu obsahuje voľne pohyblivé ióny vykonávajúce neusporiadaný pohyb, ktoré sú schopné prenášať elektrický náboj, napr. tavenina NaCl obsahuje Na+ a Cl-
Elektrolytická vodivosť je schopnosť iónov prenášať elektrický náboj.
- Zrážacie reakcie
Zrážacia reakcia – je to chemické reakcia, pri ktorej z reaktantov vzniká produkt, ktorý je málo rozpustný. Tento produkt nazývame zrazenina.
Zrážacie reakcie nazývame aj vylučovacie reakcie. V reakčnej zmesi sa nad vzniknutou zrazeninou nachádza jej nasýtený roztok (v ktorom sa už väčšie množstvo danej látky pri rovnakej teplote nerozpustí) – medzi zrazeninou a jej nasýteným roztokom vzniká rovnováha, ktorá je posunutá na stranu produktu.
Mechanizmus zrážania
Pri reakcii katiónov látky A a aniónov látky B → A+ + B- dochádza najprv k vzniku nasýteného roztoku látky AB, z ktorého sa postupným pridávaním zrážadla vylúči málo rozpustná látkaAB (zrazenina). To znamená, že z nasýteného roztoku sa okamžite vylučuje zrazenina. Vzniknutá zrazenina sa v danom roztoku nerozpúšťa.
Príklad 1:
Reakcia jodidu draselného s dusičnanom olovnatým. Produktom tejto chemickej reakcie je jodid olovnatý – zrazenina (málo rozpustná látka).
Pb2+ + 2I- ↔PbI2
Zápis zrážacej reakcie môže byť realizovaný viacerými spôsobmi:
Skrátený iónový (alebo časticový) zápis:
Pb2+ + 2I- ↔ PbI2
Úplný iónový (alebo časticový) zápis:
Pb2+ + 2 NO3- + 2 K+ + 2I- ↔ PbI2 + 2 K+ + 2 NO3-
Stavový zápis:
Pb(NO3)2 (aq) + 2 KI (aq) ↔ PbI2 (s) + 2 KNO3 (aq)
Stechiometrický zápis:
Pb(NO3)2 + 2 KI ↔ PbI2 + 2 KNO3
Iónový zápis chemickej reakcie (iónová rovnica) uvádza ióny reaktantov a ióny produktu (alebo poprípade ióny produkty), ktoré z reaktantov vznikajú
Príklad 2:
Chemická reakcia Na2SO4 (síranu sodného) a BaCl2 (roztoku chloridu bárnatého). Pri tejto chemickej reakcii vzniká biela zrazenina BaSO4 – síran bárnatý.
Ba2+ (aq) + SO42- (aq) ↔ BaSO4 (s)
Uvedená chemická reakcia prebieha rýchlo vďaka nízkej aktivačnej energii.Rovnováha chemickej reakcie je posunutá na stranu produktu BaSO4
Príklad 3:
Ag+ (aq) + Cl- (aq) ↔ AgCl (s)
Skrátený iónový (alebo časticový) zápis:
Ag+ + Cl- ↔ AgCl
Úplný iónový (alebo časticový) zápis:
Ag+ + NO3- + Na+ +Cl- ↔ AgCl + Na+ + NO3-
Stechiometrický zápis:
AgNO3 + NaCl ↔ AgCl + NaNO3
AgCl – biela zrazenina chloridu strieborného, rovnováha chemickej reakcie je posunutá na stranu produktov.
Súčin rozpustnosti látok
konštanta, ktorá kvantitatívne charakterizuje rovnováhu medzi zrazeninou a jej iónmi v nasýtenom roztoku. Označujeme ju Ks
Všeobecne:
AmBn ↔ mAn+(aq) + nBm-(aq)
vyjadrenie vzťahu pre Ks:
Ks = [An+]m . [Bm-]n
[An+] – rovnovážna koncentrácia iónov An+
[Bm-] – rovnovážna koncentrácia iónov Bm-
[An+] a [Bm-] sú pri danej teplote konštantné, ich číselná hodnota závisí od teploty
konštanta, ktorá charakterizuje málo rozpustné látky
hodnota závisí od teploty
čím ej hodnota súčinu rozpustnosti väčšia, tým je rozpustnosť látky pri danej teplote väčšia
hodnoty súčinov rozpustnosti látok sa uvádzajú v chemických tabuľkách, napríklad Ks (BaSO4) = 1. 10-10, pri t = 25°C. Ks (BaSO4)= [Ba2+] . [SO42-]
- Komplexotvorné reakcie
Koordinačná zlúčenina je zložený systém – centrálny atóm je obklopený donornými atómami ligandov v počte prevyšujúcom jeho oxidačný stupeň. To znamená, že koordinačné číslo centrálneho atómu prevyšuje jeho oxidačný stupeň. V koordinačnej zlúčenine sa nachádza koordinačná väzba.
Koordinačná väzba
Koordinačná (donorno- akceptroná väzba) – spočíva na nasledovnom princípe:
DONOR – darca, ktorý poskytuje oba elektróny potrebné na vytvorenie väzby
AKCEPTOR - príjemca – druhý atóm, ktorý disponuje voľným orbitálom a vďaka tomu môže prijať oba elektróny.
Dusík v molekule amoniaku disponuje neväzbovým elektrónovým párom
Vodíkový katión má s orbitál bez elektrónov – voľný orbitál môže prijať elektróny.
Dusík poskytuje elektróny a vodík poskytuje voľný orbitál – vzniká amónny katión.
Centrálny atóm v koordinačnej zlúčenine je obvykle katión, ale niekedy to môže byť aj neutrálny atóm kovového prvku (najčastejšie sú to atómy prechodných prvkov, ktoré majú voľné d orbitály vhodnej symetrie). Takýto kovový prvok disponuje voľnými orbitálmi, ktoré sú vhodné na vytvorenie koordinačnej väzby.
Ligandy – sú častice, najčastejšie anióny, alebo neutrálne molekuly, ktoré obsahujú voľný elektrónový pár. V komplexe sú donormi elektrónových párov a sú koordinované na centrálny atóm
Koordinačné číslo
Koordinačné číslo udáva počet ligandov, ktoré sa viažu na centrálny atóm. Koordinačné číslo nadobúda hodnoty od 2 a vyššie najčastejšie 4 a 6.
Názvy niektorých ligandov
Názov ligandu | Chemický vzorec |
oxo | O2- |
hydroxo | OH- |
fluoro | F- |
bromo | Br- |
chloro | Cl- |
jodo | I- |
kyano | CN- |
kyanato | OCN- |
tio | S2- |
tiokyanato | SCN- |
fosfato | PO42- |
karbonato | CO32- |
nitrito | NO2- |
nitrato | NO3- |
sulfito | SO32- |
sulfato | SO42- |
tiosulfato | S2O32- |
akva | H2O |
ammin | NH3 |
Význam a použitie koordinačných zlúčenín
Komplexné zlúčeniny sa často využívajú v analytickej chémii, napríklad pri stanovovaní a identifikácii kovov.
Napríklad stanovenie Fe2+ alebo Fe3+ prebieha nasledovne:
Použijú sa komplexné anióny [FeIII(CN)6]3- respektíve [FeII(CN)6]4-. Pri dôkazovej reakcii (za prítomnosti Fe2+ alebo Fe3+ a pri použití nadbytku skúmadla) vzniká intenzívne modrosfarbený roztok alebo zrazenina (berlínska modrá).
Na stanovenieNi2+ sa používa dimetylglyoxím (chelatotvorné skúmadlo). Vzniká jasnočervená zrazenina.
V medicíne: v medicíne sa využívajú napríklad chelátotvorné činidlá pri akútnych otravách soľami kovov (katióny Pb, Cu, Cd, Co, Hg alebo Ni) na ich odstránenie z organizmu. Tvoria s nimi vo vode rozpustné nedisociované komplexy.
Typy komplexných zlúčenín
Komplexné zlúčeniny s komplexným katiónom a jednoduchým aniónom
Názvy komplexných zlúčenín, ktoré obsahujú komplexný katión a jednoduchý anión sa vytvárajú nasledovne (skladajú sa z dvoch slov):
podstatného mena – je zhodné s názvom jednoduchého aniónu
prídavného mena – tvorí sa z názvu komplexného katiónu, zahŕňa aj názov centrálneho atómu a názvy a počet ligandov.
[Fe(H2O)6] (NO3)2 - dusičnan hexaakvaželeznatý
[Co(H2O) (NH3)3]2 (SO4)3 síran akva-triamminkobaltitý
[Ag(NH3)2] Cl chlorid diamminstrieborný
[Co(H2O)3(NH3)3] Cl trichlorid triakva-triamminkobaltitý
Komplexné zlúčeniny s komplexným aniónom a jednoduchým katiónom
Názov sa skladá z dvoch slov:
podstatného mena – je tvorené z názvu komplexného aniónu, ktorý obsahuje centrálny atóm a ligandy + prípona -an, podobne ako pri soliach kyslíkatých kyselín.
prídavného mena - z názvu jednoduchého katiónu.
K2[PtCl6] – hexachloroplatičitan didraselný
Na2[Fe(CN)5(NO)] pentakyano-nitrozylželezitan disodný
K[B(NO3)4] tetranitratoboritan draselný
Ca3[Co(NO2)6]2 hexanitritokobaltitan vápenatý
Komplexné zlúčeniny s komplexným aniónom a komplexným katiónom
Názov je zložený z dvoch slov:
z podstatného mena – je tvorené z názvu komplexného aniónu. Zahŕňa názov centrálneho atómu a názvy a počet ligandov. Obsahuje príponu – an.
z prídavného mena – je tvorené z názvu komplexného katiónu. Zahŕňa názov centrálneho atómu a názvy a počet ligandov.
[Cr(H2O)6][Fe(CN)6] hexakyanoželezitan hexaakvachromitý
[PtCl2(NH3)4][PtCl4] tetrachloroplatnatan tetraammin-dichloroplatičitý
uvedená komplexná zlúčenina je tvorená komplexným katiónom a komplexným aniónom
Komplexný katión:
centrálny atóm – je atóm platiny s oxidačným číslom +IV
ligandy sú dva chloridové anióny, 4 molekuly amoniaku
komplexný katión má nábojové číslo +2
názov komplexného katiónu je tetraammin-dichloroplatičitý
Komplexný anión:
druhý centrálny atóm je atóm platiny s oxidačným číslom +II
ligandy – sú 4 chloridové anióny
komplexný anión má nábojové číslo -2
názov komplexného aniónu je tetrachloroplatnatan
Názov koordinačnej zlúčeniny je tetrachloroplatnatan tetraammin-dichloroplatičitý
Neutrálne komplexy
Názov je zložený:
z prídavného mena - utvoreného z názvov ligandov s príslušnými číslovkovými predponami a z názvu centrálneho atómu s príslušnou názvoslovnou príponou charakterizujúcou jeho oxidačné číslo.
z podstatného mena – zo slova komplex.
Príklady
[Co(NO2)3] trinitritokobaltitý komplex
[Co(NH3)3(NO2)3] triammin-trinitritokobaltitý komplex
[Pt(NH3)2Cl2] diammin-dichloroplatnatý komplex
[NiCl2(H2O)4] tetraakva-dichloronikelnatý komplex
Centrálny atóm je atóm niklu Ni
Ligandmi sú dva chloridové anióny a 4 molekuly vody.
Podobné práce | Typ práce | Rozsah | |
---|---|---|---|
Chemické reakcie | Referát | 537 slov | |
Chemické reakcie a chemické rovnice | Učebné poznámky | 156 slov | |
Chemické reakcie, chemické rovnice | Ostatné | 2 910 slov | |
Klasifikace chemických reakcí | Maturita | 934 slov | |
Chemické reakce | Maturita | 1 728 slov | |
Chemické reakcie a rovnice | Referát | 1 337 slov | |
OTESTUJ SA: Organická chémia - reakcie 1 | Ostatné | 84 slov | |
Oxidačno / redukčné reakcie | Referát | 481 slov |