- •Министерство образования и науки украины
- •Атомно - молекулярное учение. Основные понятия и законы химии.
- •Расчет относительных молекулярных и молярных масс веществ
- •Расчеты эквивалентов и молярных масс эквивалентов элементов
- •Стехиометрические расчеты по химическим уравнениям
- •Строение|стройка| атомов и свойства элементов
- •Электронные формулы
- •Правила, на основе|основании| которых|каких| составляют|сдают| электронные формулы
- •Составление|сдает| электронных формул
- •Информативность электронных формул
- •3. Химический характер элемента ( металл, неметалл )
- •4. Состав|склад| и свойства соединений элементов.
- •Х и м и ч е с к а я с в я з ь |с|| и с в о й с т в а в е щ е с т в
- •Типы химических связей:
- •Ковалентная связь.
- •Ионная связь.
- •Металлическая связь.
- •Классификация неорганических соединений
- •Оксиды|оксид|
- •Основные оксиды -
- •Кислотные оксиды -
- •Гидроксиды
- •Основания|основание|
- •Кислоты
- •Амфотерные гидроксиды
- •Средние соли
- •Основные соли
- •Кислые соли
- •Основные закономерности протекания химических реакций
- •Энергетика химических реакций
- •2. Химическая кинетика
- •Факторы, которые|какие| влияют на скорость реакции
- •Температура
- •Правило Вант – Гоффа
- •Концентрация реагентов
- •Химическое равновесие
- •Дисперсные системы и растворы
- •Энергетические явления при растворении.
- •Растворимость
- •Способы выражения концентрации растворов массовые
- •Объемные
- •Свойства разбавленных растворов неелектролитов|
- •Законы Рауля.
- •Растворы электролитов
- •Количественные характеристики процесса диссоциации.
- •Неорганические соединения как электролиты
- •Амфотерные гидроксиды
- •Формы содержания |содержания| воды в веществах
- •Физические свойства воды
- •Вода как электролит
- •Жесткость в о д ы
- •Гидролиз солей
- •Электролитическая диссоциация комплексных соединений
- •Номенклатура комплексных соединений
- •Способы получения комплексных соединений
- •Комплексные соединения в природе и технологии
- •Составление уравнений окислительно - восстановительных реакций методом электронного баланса.
- •Распространение и значение окислительно|окисный| – восстановительных реакций.
- •Э л е к т р о х и м и я
- •Основные понятия электрохимии
- •Г а л ь в а н и ч е с к и е е л е м е н т и –
- •Электрохимический ряд напряжения металлов (стандартные электродные потенциалы при 250с)
- •К о р р оз и я м е т а л л о в
- •Средства борьбы с коррозией.
- •Э л е к т р о л и з
- •Применение электролиза:
- •Министерство образования и науки украины
- •Атомно - молекулярное учение. Основные понятия и законы химии.
- •Расчет относительных молекулярных и молярных масс веществ
- •Расчеты эквивалентов и молярных масс эквивалентов элементов
- •Стехиометрические расчеты по химическим уравнениям
- •Строение|стройка| атомов и свойства элементов
- •Электронные формулы
- •Правила, на основе|основании| которых|каких| составляют|сдают| электронные формулы
- •Составление|сдает| электронных формул
- •Информативность электронных формул
- •3. Химический характер элемента ( металл, неметалл )
- •4. Состав|склад| и свойства соединений элементов.
- •Х и м и ч е с к а я с в я з ь |с|| и с в о й с т в а в е щ е с т в
- •Типы химических связей:
- •Ковалентная связь.
- •Ионная связь.
- •Металлическая связь.
- •Классификация неорганических соединений
- •Оксиды|оксид|
- •Основные оксиды -
- •Кислотные оксиды -
- •Гидроксиды
- •Основания|основание|
- •Кислоты
- •Амфотерные гидроксиды
- •Средние соли
- •Основные соли
- •Кислые соли
- •Основные закономерности протекания химических реакций
- •Энергетика химических реакций
- •2. Химическая кинетика
- •Факторы, которые|какие| влияют на скорость реакции
- •Температура
- •Правило Вант – Гоффа
- •Концентрация реагентов
- •Химическое равновесие
- •Дисперсные системы и растворы
- •Энергетические явления при растворении.
- •Растворимость
- •Способы выражения концентрации растворов массовые
- •Объемные
- •Свойства разбавленных растворов неелектролитов|
- •Законы Рауля.
- •Растворы электролитов
- •Количественные характеристики процесса диссоциации.
- •Неорганические соединения как электролиты
- •Амфотерные гидроксиды
- •Формы содержания |содержания| воды в веществах
- •Физические свойства воды
- •Вода как электролит
- •Жесткость в о д ы
- •Гидролиз солей
- •Электролитическая диссоциация комплексных соединений
- •Номенклатура комплексных соединений
- •Способы получения комплексных соединений
- •Комплексные соединения в природе и технологии
- •Составление уравнений окислительно - восстановительных реакций методом электронного баланса.
- •Распространение и значение окислительно|окисный| – восстановительных реакций.
- •Э л е к т р о х и м и я
- •Основные понятия электрохимии
- •Г а л ь в а н и ч е с к и е е л е м е н т и –
- •Электрохимический ряд напряжения металлов (стандартные электродные потенциалы при 250с)
- •К о р р оз и я м е т а л л о в
- •Средства борьбы с коррозией.
- •Э л е к т р о л и з
- •Применение электролиза:
- •Атомно - молекулярное учение. Основные понятия и законы химии.
- •Расчет относительных молекулярных и молярных масс веществ
- •Расчеты эквивалентов и молярных масс эквивалентов элементов
- •Стехиометрические расчеты по химическим уравнениям
- •Строение|стройка| атомов и свойства элементов
- •Электронные формулы
- •Правила, на основе|основании| которых|каких| составляют|сдают| электронные формулы
- •Составление|сдает| электронных формул
- •Информативность электронных формул
- •3. Химический характер элемента ( металл, неметалл )
- •4. Состав|склад| и свойства соединений элементов.
- •Х и м и ч е с к а я с в я з ь |с|| и с в о й с т в а в е щ е с т в
- •Типы химических связей:
- •Ковалентная связь.
- •Ионная связь.
- •Металлическая связь.
- •Классификация неорганических соединений
- •Оксиды|оксид|
- •Основные оксиды -
- •Кислотные оксиды -
- •Гидроксиды
- •Основания|основание|
- •Кислоты
- •Амфотерные гидроксиды
- •Средние соли
- •Основные соли
- •Кислые соли
- •Основные закономерности протекания химических реакций
- •Энергетика химических реакций
- •2. Химическая кинетика
- •Факторы, которые|какие| влияют на скорость реакции
- •Температура
- •Правило Вант – Гоффа
- •Концентрация реагентов
- •Химическое равновесие
- •Дисперсные системы и растворы
- •Энергетические явления при растворении.
- •Растворимость
- •Способы выражения концентрации растворов массовые
- •Объемные
- •Свойства разбавленных растворов неелектролитов|
- •Законы Рауля.
- •Растворы электролитов
- •Количественные характеристики процесса диссоциации.
- •Неорганические соединения как электролиты
- •Амфотерные гидроксиды
- •Формы содержания |содержания| воды в веществах
- •Физические свойства воды
- •Вода как электролит
- •Жесткость в о д ы
- •Гидролиз солей
- •Электролитическая диссоциация комплексных соединений
- •Номенклатура комплексных соединений
- •Способы получения комплексных соединений
- •Комплексные соединения в природе и технологии
- •Составление уравнений окислительно - восстановительных реакций методом электронного баланса.
- •Распространение и значение окислительно|окисный| – восстановительных реакций.
- •Э л е к т р о х и м и я
- •Основные понятия электрохимии
- •Г а л ь в а н и ч е с к и е е л е м е н т и –
- •Электрохимический ряд напряжения металлов (стандартные электродные потенциалы при 250с)
- •К о р р оз и я м е т а л л о в
- •Средства борьбы с коррозией.
- •Э л е к т р о л и з
- •Применение электролиза:
- •Министерство образования и науки украины
- •Атомно - молекулярное учение. Основные понятия и законы химии.
- •Расчет относительных молекулярных и молярных масс веществ
- •Расчеты эквивалентов и молярных масс эквивалентов элементов
- •Стехиометрические расчеты по химическим уравнениям
- •Строение|стройка| атомов и свойства элементов
- •Электронные формулы
- •Правила, на основе|основании| которых|каких| составляют|сдают| электронные формулы
- •Составление|сдает| электронных формул
- •Информативность электронных формул
- •3. Химический характер элемента ( металл, неметалл )
- •4. Состав|склад| и свойства соединений элементов.
- •Х и м и ч е с к а я с в я з ь |с|| и с в о й с т в а в е щ е с т в
- •Типы химических связей:
- •Ковалентная связь.
- •Ионная связь.
- •Металлическая связь.
- •Классификация неорганических соединений
- •Оксиды|оксид|
- •Основные оксиды -
- •Кислотные оксиды -
- •Гидроксиды
- •Основания|основание|
- •Кислоты
- •Амфотерные гидроксиды
- •Средние соли
- •Основные соли
- •Кислые соли
- •Основные закономерности протекания химических реакций
- •Энергетика химических реакций
- •2. Химическая кинетика
- •Факторы, которые|какие| влияют на скорость реакции
- •Температура
- •Правило Вант – Гоффа
- •Концентрация реагентов
- •Химическое равновесие
- •Дисперсные системы и растворы
- •Энергетические явления при растворении.
- •Растворимость
- •Способы выражения концентрации растворов массовые
- •Объемные
- •Свойства разбавленных растворов неелектролитов|
- •Законы Рауля.
- •Растворы электролитов
- •Количественные характеристики процесса диссоциации.
- •Неорганические соединения как электролиты
- •Амфотерные гидроксиды
- •Формы содержания |содержания| воды в веществах
- •Физические свойства воды
- •Вода как электролит
- •Жесткость в о д ы
- •Гидролиз солей
- •Электролитическая диссоциация комплексных соединений
- •Номенклатура комплексных соединений
- •Способы получения комплексных соединений
- •Комплексные соединения в природе и технологии
- •Составление уравнений окислительно - восстановительных реакций методом электронного баланса.
- •Распространение и значение окислительно|окисный| – восстановительных реакций.
- •Э л е к т р о х и м и я
- •Основные понятия электрохимии
- •Г а л ь в а н и ч е с к и е е л е м е н т и –
- •Электрохимический ряд напряжения металлов (стандартные электродные потенциалы при 250с)
- •К о р р оз и я м е т а л л о в
- •Средства борьбы с коррозией.
- •Э л е к т р о л и з
- •Применение электролиза:
Гидролиз солей
Гидролиз – это есть процесс взаимодействия ионов соли с молекулами воды, в результате чего образуются слабые электролиты ( молекулы или ионы).
Образование в результате|вследствие| ионных реакций слабых электролитов возможно лишь|только| при условии наличия среди реагентов таких веществ, которые|какие| вмещают ионы, которые принадлежат слабым электролитам (слабым основаниям|основанию|, слабым кислотам ).
Соли – это продукт взаимодействия оснований с кислотами. В зависимости от природы оснований и кислот, которые образуют соли, последние можно разделить на такие типы :
Соль, которая образована сильным основанием|основанием| и сильной кислотой :
NaOH + HCl→H2O+NaCl
сильное сильная соль
основание|основание| кислота
Соль, которая образована слабым основанием|основанием| и сильной кислотой :
Mg(OH)2+H2SO4→ 2H2O+MgSO4
слабое сильная соль
основа|основание|ние кислота
Соль, которая образована сильным основанием|основанием| и слабой кислотой :
2KOH+H2SO3→ 2H2O+K2SO3
сильное слабая соль
основание|основание| кислота
Соль, которая образована слабой основой|основанием| и слабой кислотой:
2NH4OH+H2CO3→ 2H2O+ (NH4)2CO3
слабое слабая соль
основа|основание|ние кислота
Природа соли определяет характер взаимодействия ее ионов с молекулами воды, то есть вероятность гидролиза.
Соли, которые образованы сильными основаниями и сильными кислотами, гидролизу не подвергаются , потому что ионы таких солей образуют с молекулами воды сильные основания и сильные кислоты, которые полностью диссоциируют. Равновесие процесса смещено в сторону обратной реакции образования воды.
NaCl+H2O↔NaOH+HCl
Na++Cl- +H2O←Na++OH-+H++Cl-
слабый электролит
Реакция среды таких растворов нейтральна. рН| = 7
Соли, которые образованы слабым основанием|основанием| и сильной кислотой гидролизуются по катиону :
2MgSO4 + 2H2O ↔ (MgOH)2SO4 + H2SO4
2Mg2+ + 2SO42- + 2HOH ↔ 2MgOH+ + SO42- + 2H+ + SO42-
Mg2+ + HOH → MgOH+ + H+
Среда таких растворов кислая. рН| < 7
Соли, которые образованы сильным основанием|основанием| и слабой кислотой гидролизуются по аниону :
K2SO3 + H2O ↔ KHSO3 + KOH
2K+ + SO32- + HOH ↔ K+ + HSO3- + K+ + OH-
SO32- + HOH → HSO3- + OH-
Среда таких растворов щелочная. рН| > 7
Соли, которые образованы слабым основанием|основанием| и слабой кислотой гидролизуются и по катиону и по аниону :
а) NH4CN + H2O → NH4OH + HCN
NH4+ + CN- + HOH → NH4OH + HCN
б) (NH4)2CO3 + H2O → NH4HCO3 + NH4OH
2NH4+ + CO32- + HOH → NH4+ + HCO3- + NH4OH
NH4+ + CO32- + HOH → HCO3- + NH4OH
в) Fe(CH3COO)2 + H2O → FeOHCH3COO + CH3COOH
Fe2+ + 2 CH3COO- + HOH → FeOH+ + CH3COO- + CH3COOH
Fe2+ + CH3COO- + HOH → FeOH+ + CH3COOH
г) Al2(CO3)3 + 6H2O → 2Al(OH)3 ↓ + 3 H2CO3
Реакции среды таких растворов определяются по сравнительным значениям степени диссоциации слабых оснований, кислот или ионов слабых электролитов (например HCO3- , FeOH+ и тому подобное).
Гидролиз солей, которые образованы многозарядными ионами, происходит ступенчато.Число ступеней| равняется заряду иона. Реально гидролиз происходит преимущественно по первой ступени|. Вторую и следующие ступени| следует учитывать лишь|только| при очень сильном разведении растворов.
Количественное оценивание глубины гидролиза делается по значению константы гидролиза.
Для условного обратимого|обратимого| процесса:
Me+nAm- + mn H2O ↔ mMe(OH)n+ nHmA
Me+A- + H2O ↔ MeOH + HA
где Ме+ - катион слабого основания
А- - анион слабой кислоты
Константа равновесия имеет вид :
[МеОН] · [НА]
Кравн. = -------------------- ( 1 )
[МеА] · [Н2О]
Концентрация воды в разведенных растворах величина постоянная. Поэтому произведение Кравн. · [Н2О] тоже является величиной постоянной и называется константой гидролиза.
Исходя из уравнения ( 1 ) :
[МеОН] · [НА]
Кгидр. = -------------------- ( 2 )
[МеА]
Из|с| выражения ( 2 ) делаем вывод : чем больше значение константы гидролиза соли, тем в большей мере соль подлежит гидролизу.
Процессы гидролиза солей следует учитывать в лабораторной, аналитической практике, в процессах химической технологии, в процессах затвердевания |затвергидравлических вяжущих веществ, и тому подобное.
КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
[ Co(NH3)4Cl2]NO3
Согласно теории Вернера (1891р|.) комплексные соединения состоят из внешней сферы и комплексного иона.
Внешняя сфера – это группа атомов вне квадратных скобок.
Комплексный ион – это группа атомов в квадратных скобок.
Комплексный ион состоит из центрального атома ( или иона) и лигандов. Центральный атом (ион) называется комплексообразователем. Роль комплексообразователя чаще выполняют атомы металлов ( в состоянииМе0илиМеn+).
Лиганди – это молекулы, или ионы кислотных остатков, которые соединяются с комплексообразователем чаще с помощью донорно – акцепторной химической связи. Донорно – акцепторная связь – это связь, при реализации которой обобщенная электронная пара образуется путем размещения электронной пары одного атома (донора) на электронной орбитали второго атома (акцептора).
Схема образования комплексного иона [ Zn(NH3)4]2+
|
|
|
|
|
|
|
| |||||||||
|
|
|
|
|
|
| ||||||||||
|
|
|
|
| ||||||||||||
↑↓ |
| |||||||||||||||
|
↑↓ |
↑↓ |
↑↓ |
↑↓ |
↑↓ |
| ||||||||||
|
↑↓ |
↑↓ |
↑↓ |
| ||||||||||||
↑↓ |
| |||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
| |||||||||
|
|
|
|
|
|
| ||||||||||
|
|
|
|
| ||||||||||||
|
| |||||||||||||||
|
↑↓ |
↑↓ |
↑↓ |
↑↓ |
↑↓ |
| ||||||||||
|
↑↓ |
↑↓ |
↑↓ |
| ||||||||||||
↑↓ |
|
|
Zn0
4
3
Zn2+
4
3 s p d f
H
. .
NH3 4 H : N : ↑↓
. .
H
[Zn(NH3)4]2+
|
|
|
|
|
|
|
| |||||||||
|
|
|
|
|
|
| ||||||||||
|
↑↓ |
↑↓ |
↑↓ |
| ||||||||||||
↑↓ |
| |||||||||||||||
|
↑↓ |
↑↓ |
↑↓ |
↑↓ |
↑↓ |
| ||||||||||
|
↑↓ |
↑↓ |
↑↓ |
| ||||||||||||
↑↓ |
|
|
4
3
s p d f
Процесс соединения лиганд с комплексообразователем называется процессом координации. В приведенном примере акцептором электронных пар является ион Zn2+ Он называется комплексообразователем или центром координации, или центральным атомом.
Молекулы NH3 – лиганды, координированные центральным атомом. Донором электронных пар является Нитроген. Каждая координированная группа может занимать около центрального атома одно или несколько координационных мест ( по числу электронных пар). Число электронных пар, которые лиганд отдает для образования связи с комплексообразователем называется координационной емкостью лиганд или дентатностью лиганд. Монодентатные лиганды – предоставляют одну электронную пару ( однозарядные ионы кислотных остатков, молекулы аммиака, воды, гидроксогруппи и тому подобное ). Полидентатные (бидентатные, тридентатные и больше ) лиганды – многозарядные ионы кислотных остатков (C2O42-; СО32-; SO42-;SO32-;PO43-) молекулы органических соединений.
Общее число электронных пар донора, которые атом комплексообразователь размещает на своих орбиталях ( координирует) называется координационным числом комплексообразователя.
Так, в соединении Na3[CoC2O4(NO2)4]координационное число кобальта (Со3+) равняется шести, потому что ион NO2-монодентатный, а ион C2O42-- бидентатный.