М. Рябов - Сборник основных формул по химии для ВУЗов

Протолиз – процесс передачи протона.

Протолиты – кислоты и основания, отдающие и принимающие протоны.

Кислота– молекула или ион, способные отдавать протон. Каждой кислоте соответствует сопряженное с нею основание. Сила кислот характеризуется константой кислоты К к.

Н 2CO 3+ Н 2O ↔ Н 3O ++ HCO 3¯

К к= 4 × 10 -7

[Al(Н 2O) 6] 3++ Н 2O ↔ [Al(Н 2O) 5OH] 2++ Н 3O +

К к= 9 × 10 -6

Основание– молекула или ион, способные принимать протон. Каждому основанию соответствует сопряженная с ним кислота. Сила оснований характеризуется константой основания К 0.

NH 3 × Н 2O (Н 2O) ↔ NH 4 ++ OH¯

К 0= 1,8 ×10 -5

Амфолиты– протолиты, способные к отдаче и к присоединению протона.

HCO 3¯ + H 2O ↔ Н 3O ++ CO 3 2-

HCO 3¯ – кислота.

HCO 3¯ + H 2O ↔ Н 2CO 3+ OH¯

HCO 3¯ – основание.

Для воды: Н 2O+ Н 2O ↔ Н 3O ++ OH¯

K(H 2O) = [Н 3O +][OH¯] = 10 -14и рН = – lg[H 3O +].

Константы К к и К 0 для сопряженных кислот и оснований связаны между собой.

НА + Н 2O ↔ Н 3O ++ А¯,

А¯ + Н 2O ↔ НА + OH¯,

Отсюда

В системе, состоящей из раствора и осадка, идут два процесса – растворение осадка и осаждение. Равенство скоростей этих двух процессов является условием равновесия.

Насыщенный раствор– раствор, который находится в равновесии с осадком.

Закон действия масс в применении к равновесию между осадком и раствором дает:

Поскольку [AgCl тв] = const,

К • [AgCl тв] = K s(AgCl) = [Ag +] • [Cl¯].

В общем виде имеем:

А m B n (тв.) ↔ m A +n+ n B -m

K s( A m B n) = [А +n ] m • [В -m ] n .

Константа растворимости K s (или произведение растворимости ПР) – произведение концентраций ионов в насыщенном растворе малорастворимого электролита – есть величина постоянная и зависит лишь от температуры.

Растворимость малорастворимого вещества s может быть выражена в молях на литр. В зависимости от величины s вещества могут быть разделены на малорастворимые – s < 10 -4моль/л, среднерастворимые – 10 -4моль/л ≤ s ≤ 10 -2моль/л и хорошо растворимые s >10 -2моль/л.

Растворимость соединений связана с их произведением растворимости.

В случае AgCl: AgCl ↔ Ag ++ Cl¯

K s = [Ag +] • [CI¯]:

а) условие равновесия между осадком и раствором: [Ag +] • [Cl¯] = K s.

б) условие осаждения: [Ag +] • [Cl¯] > K s; в ходе осаждения концентрации ионов уменьшаются до установления равновесия;

в) условие растворения осадка или существования насыщенного раствора: [Ag +] • [Cl¯] < K s; в ходе растворения осадка концентрация ионов увеличивается до установления равновесия.

Координационные (комплексные) соединения – соединения с донорно-акцеп-торной связью.

Для K 3[Fe(CN) 6]:

ионы внешней сферы – 3К +,

ион внутренней сферы – [Fe(CN) 6] 3-,

комплексообразователь – Fe 3+,

лиганды – 6CN¯, их дентатность – 1,

координационное число – 6.

Примеры комплексообразователей: Ag +, Cu 2+, Hg 2+, Zn 2+, Ni 2+, Fe 3+, Pt 4+и др.

Примеры лигандов: полярные молекулы Н 2O, NH 3, CO и анионы CN¯, Cl¯, OH¯ и др.

Координационные числа: обычно 4 или 6, реже 2, 3 и др.

Номенклатура. Называют сначала анион (в именительном падеже), затем катион (в родительном падеже). Названия некоторых лигандов: NH 3– аммин, Н 2O – акво, CN¯ – циано, Cl¯ – хлоро, OH¯ – гидроксо. Названия координационных чисел: 2 – ди, 3 – три, 4 – тетра, 5 – пента, 6 – гекса. Указывают степень окисления комплек-сообразователя:

[Ag(NH 3) 2]Cl – хлорид диамминсеребра(I);

[Cu(NH 3) 4]SO 4– сульфат тетрамминмеди(II);

K 3[Fe(CN) 6] – гексацианоферрат(III) калия.

Теория валентных связей предполагает гибридизацию орбиталей центрального атома. Расположение образующихся при этом гибридных орбиталей определяет геометрию комплексов.

Диамагнитный комплексный ион Fe(CN) 6 4-.

Цианид-ион – донор

Ион железа Fe 2+– акцептор – имеет формулу 3d 64s 04p 0 . С учетом диамагнитности комплекса (все электроны спарены) и координационного числа (нужны 6 свободных орбиталей) имеем d 2sp 3 -гибридизацию:

Комплекс диамагнитный, низкоспиновый, внутриорбитальный, стабильный (не используются внешние электроны), октаэд-рический ( d 2sp 3 -гибридизация).

Парамагнитный комплексный ион FeF 6 3-.

Фторид-ион – донор.

Ион железа Fe 3+– акцептор – имеет формулу 3d 54s 04p 0. С учетом парамагнитности комплекса (электроны распарены) и координационного числа (нужны 6 свободных орбиталей) имеем sp 3d 2 -гибридизацию:

Комплекс парамагнитный, высокоспиновый, внешнеорбитальный, нестабильный (использованы внешние 4d-орбитали), октаэдрический ( sp 3d 2 -гибридизация).

Координационные соединения в растворе полностью диссоциируют на ионы внутренней и внешней сфер.

[Ag(NH 3) 2]NO 3 → Ag(NH 3) 2 ++ NO 3¯, α = 1.

Ионы внутренней сферы, т. е. комплексные ионы, диссоциируют на ионы металла и лиганды, как слабые электролиты, по ступеням.

где K 1, К 2 , К 1_ 2 называются константами нестойкостии характеризуют диссоциацию комплексов: чем меньше константа нестойкости, тем меньше диссоциирует комплекс, тем он устойчивее.

Оксиды– сложные вещества, состоящие из атомов кислорода в степени окисления -2 и атомов другого элемента.

Номенклатура: Fe 2O 3– оксид железа(III), Cl 2O – оксид хлора(I).