53. Усиление и подавление гидролиза.

Природа соли проявляется в величине константы гидролиза. Зависимость от концентрации выражается в том, что с разбавлением раствора степень гидролиза увеличивается, поскольку гидролиз — процесс обратимый, и добавление воды в раствор будет способствовать смещению этой равновесной реакции вправо. Влияние температуры н степень гидролиза вытекает из принципа Ле Шателье. Все реакции нейтрализации протекают с выделением кислоты, а гидролиз — с поглощением теплоты (эндотермический процесс). Соль+вода=продукты гидролиза+Q. Повышение температуры способствует смещению равновесия вправо, т. е. усиливает гидролиз соли. Т. о. поскольку выход эндотермических реакций с ростом температуры увеличивается, то и степень гидролиза растёт с повышением температуры. Из сказанного ясно, что для ослабления гидролиза растворы следует хранить концентрированными и при низких температурах. Кроме того подавлению гидролиза способствует подкисление (в случае солей, образованных сильной кислотой и слабым основанием) или подщелачиваение (для солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой) раствора. Поскольку процессы гидролиза солей сопровождаются выделением ионов H+ и OH-, добавление кислоты к раствору соли, гидролиз которой проходит по катиону, т.е. с образованием ионов H+, смещает равновесие обратимого процесса влево, процесс гидролиза подавляется. Добавление к этому же раствору щёлочи, наоборот приводит к смешению равновесия вправо, так как ионы OH- будут связывать ионы H+ в молекулы воды, т.е. гидролиз усилится. Вслучае раствора соли, подвергающейся гидролизу по аниону, добавление кислоты ил щёлочи производит противоположный эффект.

54. Комплексные соединения. Основные понятия и определения.

Наиболее общирный и разнообразный класс неорганических веществ представляют комплексные соединения. У таких соединений есть второе название — координационные соединения, что связано с особенностями их строения, взаимного расположения (координации) всех частиц, входящих в их состав. Строение и свойства к.с. объясняются координационной теорией, основы которой были заложены швейцарским химиком Вернером. Согласно Вернеру: К.с. Называется вещество, в узлах кристаллической решётки которого находятся сложные частицы, построенные за счёт координации одним атомом (ионом) электронейстральных молекул или противоположно заряженных ионов и способные к самостоятельному существованию в растворах.

Рассмотрим структуру комплексных соединений. В составе комплексного иона выделяют центральный атом (или ион) — комплексообразователь. В качестве комплексообразователя могут выступать любые атомы или ионы, но наиболее характерна способность к коплексоообразованию для катионов переходных металлов (d-элементов). Вокруг комплексообразователя группируются (координируются) другие атомы, ионы (чаще анионы) или нейтральные молекулы. Число, показывающее солько ионов или молекул присоединено к данному комплексообразователю называется его координационным числом. Так, в комплексном ионе [PtCl4]^2- коорлинационное число платины равно 4, а в комплексоном ионе [Fe(CN)6]^3- координационное число железа 6. Координационное число зависит от заряда (степени окисления), и размера комплексообразователя, природы и размеров присоединяемых ионов или молекул, а также от условий образования комплексов. КЧ могут имет значения от 1-12 и даже 14, но чаще 2, 4, 6. Центральный атом и группы присоединённых ионов (или молекул) образуют внутреннюю сферу — комлексный ион, или комплекс, который способен к самостоятельному существованию в растворе. При написании формул комплексных соединений внутреннюю сферу обычно заключают в квадратные скобки: [Cu(NH3)4]²⁺, [Zn)OH)4]^2-. Заряд комплексного иона определяется алгебраической суммой заряда комплексоообразователя и зарядов всех присоединённых ионов (иоли молекул). Ионы, окружающие комплексный ион, образуют внешнюю сферу. Поскольку комплексные соелинения в целом электронейстральны, то частицы внешней сферы нейтрализуют заряд внутренней сферы. При написании формулы внетренней сферы комплексного соединения сначала пишут центральный атом (Ме), а затем присоединённые молекулы (или ионы) (L) с указанием их числа n.