Сборник основных формул по химии для вузов
Text- Size: 270 pp. 254 illustrations
- Genre: General chemistry, Textbooks and teaching materials for universities, Educational reference
6.5 Ионное произведение воды. Водородный показатель
Вода – слабый электролит – диссоциирует, образуя ионы Н
+
и OH¯. Эти ионы гидратированы, т. е. соединены с несколькими молекулами воды, но для простоты их записывают в негидратированной форме
Н
2
O ↔ Н
+
+ OH¯.
На основании закона действия масс, для этого равновесия:
Концентрацию молекул воды [Н
2
O], т. е. число молей в 1 л воды, можно считать постоянной и равной [Н
2
O] = 1000 г/л : 18 г/моль = 55,6 моль/л. Отсюда:
К •
[Н
2
O] =
К
(Н
2
O
) =
[Н
+
] • = 10
-14
(22°C).
Ионное произведение воды
– произведение концентраций [Н
+
] и – есть величина постоянная при постоянной температуре и равная 10
-14
при 22°C.
Ионное произведение воды увеличивается с увеличением температуры.
Водородный показатель рН
– отрицательный логарифм концентрации ионов водорода: рН = – lg[H
+
]. Аналогично: pOH = – lg.
Логарифмирование ионного произведения воды дает: рН + рOH = 14.
Величина рН характеризует реакцию среды.
Если рН = 7, то [Н
+
] = – нейтральная среда.
Если рН < 7, то [Н
+
] > – кислотная среда.
Если рН > 7, то [Н
+
] < – щелочная среда.
6.6. Буферные растворы
Буферные растворы – растворы, имеющие определенную концентрацию ионов водорода. рН этих растворов не меняется при разбавлении и мало меняется при добавлении небольших количеств кислот и щелочей.
I. Раствор слабой кислоты НА, концентрация – с
кисл
, и ее соли с сильным основанием ВА, концентрация – с
соли
. Например, ацетатный буфер – раствор уксусной кислоты и ацетата натрия: CH
3
COOH + CHgCOONa.
рН = рК
кисл
+ lg(с
соли
/с
кисл
).
II. Раствор слабого основания ВOH, концентрация – с
осн
, и его соли с сильной кислотой ВА, концентрация – с
соли
. Например, аммиачный буфер – раствор гидроксида аммония и хлорида аммония NH
4
OH + NH
4
Cl.
рН = 14 – рК
осн
– lg(с
соли
/с
осн
).
6.7. Гидролиз солей
Гидролиз солей
– взаимодействие ионов соли с водой с образованием слабого электролита.
Примеры уравнений реакций гидролиза.
I. Соль образована сильным основанием и слабой кислотой:
Na
2
CO
3
+ H
2
O ↔ NaHCO
3
+ NaOH
2Na
+
+ CO
3
2-
+ H
2
O ↔ 2Na
+
+ HCO
3
¯ + OH¯
CO
3
2-
+ H
2
O ↔ HCO
3
¯ + OH¯, pH > 7, щелочная среда.
По второй ступени гидролиз практически не идет.
II. Соль образована слабым основанием и сильной кислотой:
AlCl
3
+ H
2
O ↔ (AlOH)Cl
2
+ HCl
Al
3+
+ ЗCl¯ + H
2
O ↔ AlOH
2+
+ 2Cl¯ + Н
+
+ Cl¯
Al
3+
+ H
2
O ↔ AlOH
2+
+ Н
+
, рН < 7.
По второй ступени гидролиз идет меньше, а по третьей ступени практически не идет.
III. Соль образована сильным основанием и сильной кислотой:
KNO
3
+ H
2
O ≠
К
+
+ NO
3
¯ + Н
2
O ≠ нет гидролиза, рН ≈ 7.
IV. Соль образована слабым основанием и слабой кислотой:
CH
3
COONH
4
+ H
2
O ↔ CH
3
COOH + NH
4
OH
CH
3
COO¯ + NH
4
+
+ H
2
O ↔ CH
3
COOH + NH
4
OH, рН = 7.
В ряде случаев, когда соль образована очень слабыми основаниями и кислотами, идет полный гидролиз. В таблице растворимости у таких солей символ – «разлагаются водой»:
Al
2
S
3
+ 6Н
2
O = 2Al(OH)
3
↓ + 3H
2
S↑
Возможность полного гидролиза следует учитывать в обменных реакциях:
Al
2
(SO
4
)
3
+ 3Na
2
CO
3
+ 3H
2
O = 2Al(OH)
3
↓ + 3Na
2
SO
4
+ 3CO
2
↑
Степень гидролиза
h
– отношение концентрации гидролизованных молекул к общей концентрации растворенных молекул.
Для солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой:
=
ch,
рOH = – lg, рН = 14 – рOH.
Из выражения следует, что степень гидролиза
h
(т. е. гидролиз) увеличивается:
а) с увеличением температуры, так как увеличивается K(H
2
O);
б) с уменьшением диссоциации кислоты, образующей соль: чем слабее кислота, тем больше гидролиз;
в) с разбавлением: чем меньше с, тем больше гидролиз.
Для солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой
[Н
+
] =
ch,
рН = – lg[H
+
].
Для солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой
6.8. Протолитическая теория кислот и оснований
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
2
CO
3
+ Н
2
O ↔ Н
3
O
+
+ HCO
3
¯
К
к
=
4 × 10
-7
[Al(Н
2
O)
6
]
3+
+ Н
2
O ↔ [Al(Н
2
O)
5
OH]
2+
+ Н
3
O
+
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
2
O (Н
2
O) ↔ NH
4
+
+ OH¯
К
0
=
1,8 ×10
-5
Амфолиты
– протолиты, способные к отдаче и к присоединению протона.
HCO
3
¯ + H
2
O ↔ Н
3
O
+
+ CO
3
2-
HCO
3
¯ – кислота.
HCO
3
¯ + H
2
O ↔ Н
2
CO
3
+ OH¯
HCO
3
¯ – основание.
Для воды: Н
2
O+ Н
2
O ↔ Н
3
O
+
+ OH¯
K(H
2
O) = [Н
3
O
+
] = 10
-14
и рН = – lg[H
3
O
+
].
Константы
К
к
и
К
0
для сопряженных кислот и оснований связаны между собой.
НА + Н
2
O ↔ Н
3
O
+
+ А¯,
А¯ + Н
2
O ↔ НА + OH¯,
Отсюда
7. Константа растворимости. Растворимость
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
+
] • .
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
-4
моль/л, среднерастворимые – 10
-4
моль/л ≤
s
≤ 10
-2
моль/л и хорошо растворимые
s
>10
-2
моль/л.
Растворимость соединений связана с их произведением растворимости.
Условие осаждения и растворения осадка
В случае AgCl: AgCl ↔ Ag
+
+ Cl¯
K
s
= [Ag
+
] • :
а) условие равновесия между осадком и раствором: [Ag
+
] • =
K
s
.
б) условие осаждения: [Ag
+
] • >
K
s
;
в ходе осаждения концентрации ионов уменьшаются до установления равновесия;
в) условие растворения осадка или существования насыщенного раствора: [Ag
+
] • <
K
s
;
в ходе растворения осадка концентрация ионов увеличивается до установления равновесия.
8. Координационные соединения
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
2
O, 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
2
O – 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.
Химическая
связь.
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
6
4s
0
4p
0
. С учетом диамагнитности комплекса (все электроны спарены) и координационного числа (нужны 6 свободных орбиталей) имеем
d
2
sp
3
-гибридизацию:
Комплекс диамагнитный, низкоспиновый, внутриорбитальный, стабильный (не используются внешние электроны), октаэд-рический (
d
2
sp
3
-гибридизация).
Парамагнитный комплексный ион FeF
6
3-
.
Фторид-ион – донор.
Ион железа Fe
3+
– акцептор – имеет формулу
3d
5
4s
0
4p
0
.
С учетом парамагнитности комплекса (электроны распарены) и координационного числа (нужны 6 свободных орбиталей) имеем
sp
3
d
2
-гибридизацию:
Комплекс парамагнитный, высокоспиновый, внешнеорбитальный, нестабильный (использованы внешние 4d-орбитали), октаэдрический (
sp
3
d
2
-гибридизация).
Диссоциация координационных соединений.
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 нестойкости
и характеризуют диссоциацию комплексов: чем меньше константа нестойкости, тем меньше диссоциирует комплекс, тем он устойчивее.
II. НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
1. Основные классы неорганических соединений
1.1. Оксиды
Оксиды
– сложные вещества, состоящие из атомов кислорода в степени окисления -2 и атомов другого элемента.
Номенклатура: Fe
2
O<