Typy chemických reakcií

Prírodné vedy » Chémia

Autor: filomena (18)
Typ práce: Ostatné
Dátum: 23.09.2021
Jazyk: Slovenčina
Rozsah: 2 563 slov
Počet zobrazení: 2 556
Tlačení: 184
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 kyselinakyselina, 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 Kalebo 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:

  1. 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,.....
  2. 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....
  3. hydrolýza soli sosilnekyslým katiónom a so silne zásaditý anión: oba podliehajú hydrolýze, výslednú reakciu určuje ión s vyššou hodnotou disociačnej konštanty
    Napr. NH4ClO, CH3COONH4
  1. 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)

Zn- 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

(Kcicanaša horečne alejou aučala, známy Fero Colník nikloval sny olovené, hej, kúpim Hedvige strieborno-zlatý prsteň.)

ECHRNK – Beketov rad

  1. Je to usporiadanie podľa rastúceho elektrochemického napätia, všetky prvky (kovy) pred H majú napätie záporné a za H majú všetky prvky (kovy) napätie kladné.
  2. Kovy pred H sa nazývajú NEUŠĽACHTILÉza H sa nazývajú UŠĽACHTILÉ
  3. Neušľachtilé kovy reagujú s kyselinou za vzniku vodíka

Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2

  1. Ušľachtilé kovy, ktoré reagujú len so silnými oxidačnými kyselinami nevytvárajú vodík

Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO2 + H2O

  1. Poloha prvku určuje jeho redukčné schopnosti a každý prvok dokáže redukovať len tie katióny kovov, ktoré sú od neho vpravo

Zn + FeSO4 → ZnSO4 + Fe

  1. 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.

  1. 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)(aq) + 2 KI (aq) ↔ PbI2 (s) + 2 KNO3 (aq)

Stechiometrický zápis:

Pb(NO3)+ 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-]

  1. 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.

Dodatočný učebný materiál si môžeš pozrieť v dokumente PDF kliknutím na nasledujúci odkaz:
Oboduj prácu: 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1


Odporúčame

Prírodné vedy » Chémia

:: KATEGÓRIE – Referáty, ťaháky, maturita:

Vygenerované za 0.023 s.
Zavrieť reklamu