Степень диссоциации, константы диссоциации.
Концентрации ионов в растворах слабых электролитов качественно характеризуют степенью и константой диссоциации.
Степень диссоциации (a) - отношение числа распавшихся на ионы молекул (n) к общему числу растворенных молекул (N): a = n / N и выражается в долях единицы или в % (a = 0,3 – условная граница деления на сильные и слабые электролиты).
Оствальда закон разбавления, соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводности разбавленного раствора бинарного слабого электролита от концентрации раствора: К= с* λ2/ (λ∞ *( λ∞ - λ)
Здесь К — константа диссоциации электролита, с — концентрация, λ и λ∞ — значения эквивалентной электропроводности соответственно при концентрации с и при бесконечном разбавлении.
Соли. Классификация. Способы получения. Химические свойства.
Соли - сложные вещества, которые состоят из атомов металла и кислотных остатков. Это наиболее многочисленный класс неорганических соединений.
Классификация
Средние: Na2SO4 « 2Na+ +SO42-; CaCl2 « Ca2+ + 2Cl-
Кислые. NaHCO3 « Na+ + HCO3- « Na+ + H+ + CO32-
Основные. Zn(OH)Cl « [Zn(OH)]+ + Cl- « Zn2+ + OH- + Cl-.
Двойные. KAl(SO4)2 « K+ + Al3+ + 2SO42-
Смешанные: CaOCl2 « Ca2+ + Cl- + OCl-
Комплексные.[Ag(NH3)2]Br « [Ag(NH3)2]+ + Br - ;
Na[Ag(CN)2] « Na+ + [Ag(CN)2]-
Химические свойства
Растворимая соль+щелочь=новая соль и новое основание, реакция идет в том случае, если в результате образуется нерастворимое вещество.
Соль+раствор кислоты=новая соль и новая кислота, реакция осуществима, если выпадает осадок или выделяется газообразное вещ-во.
Раствор соли+Ме=новая соль и новый Ме, реакция возможна, если Ме, образующий соль менее активный, чем Ме, вступающий в реакцию.
Раствор соли+раствор соли=новая соль+новая соль, реакция идет, если образуется нерастворимое вещ-во: AgNO3+KCl=AgCl+KNO3
CaNO3+K2SiO3=CaSiO3+KNO3
Твердые соли при нагревании разлагаются на соответствующие оксиды
CaCO3=Cao+CO2; BaCO3=BaO+CO2
Комплексные соединения. Классификация. Связь компл.соединений. Привести 3 примера различных компл.соед. Рассмотреть процесс диссоциации для них (катион, анион, неэлектролит).
Комплексные соединения— частицы (нейтральные молекулы или ионы), которые образуются в результате присоединения к данному иону (или атому), называемому комплексообразователем, нейтральных молекул или других ионов, называемых лигандами.
Классификация
По характеру электрического заряда различают катионные, анионные, нейтральные комплексы, а также смешанные.
По типу лиганд комплексы делятся на:
аквакомплексы (лиганды являются молекулами воды): [Co(H2O)6]SO4.
аммиакаты (лиганды - молекулы аммиака): [Ni(NH3)6]Cl2.
гидроксокомплексы (лиганды - ионы OH-): Na2[Zn(OH)4]
ацидокомплексы (лиганды - анионы различных кислот): Na3[AlF6].
комплексы смешанного типа (лиганды - различные ионы или молекулы): [Co(H2O)(NH3)4Cl]Cl2.
Связь компл.соединений.
Для объяснения химической связи в комплексах используют три метода:
метод валентных связей: объясняет взаимодействие между комплексообразователем и лигандами как донорно - акцепторное взаимодействие, при котором центральный атом имеет на внешнем квантовым уровне ряд свободных орбиталей и выступает акцептором, а каждый лиганд содержит одну неподеленную пару электронов и является донором.
теория кристаллического поля предпологает, что связь между лигандами и центральным атомом обеспечивается электростатическим взаимодействием между орбитали комплексообразователя под действием поля лигандов получают различное энергетическое расположение.
метод молекулярных орбиталей: химическая связь в комплексах обеспечивается электронами, находящимися на вновь образованных молекулярных орбиталях.
Взаимодействие кислот-окислителей с различными металлами (HNO3, H2SO4)
При взаимодействии металлов с кислотами-окислителями (H2SO4(конц), HNO3) водород не выделяется, образуются различные продукты восстановления серы (+6) и азота (+5). Магний пассивирует в концентрированной серной кислоте, бериллий пассивирует в концентрированных серной и азотной кислотах.
8K + 5H2SO4(конц) = 4 K2SO4 + H2S + 4 H2O
8Na + 10HNO3(конц) = 8 NaNO3 + N2O + 5 H2O
8Li + 10HNO3(разб) = 8 LiNO3 + NH4NO3 + 3 H2O
3Be + 8HNO3(разб) = 3 Be(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O
4Mg + 10HNO3(разб) = 4 Mg(NO3)2 + N2O + 5 H2O
Механизм взаимодействия донорно-акцепторной связи. Рассмотреть на примере возникновения ионов [NH4]+; [FeCl6]3-.
Донорно-акцепторный тип ковалентной связи – Один атом предоставляет пару е, другой – свободную орбиталь. Донорно-акцепторный механизм образования связи отличается от обменного только происхождением общей е пары, во всем остальном оба эти механизма тождественны. Часто один и тот же атом может выступать как в роли донора, таки в роли акцептора е. Механизм образования связи между такими атомами называют дативным.
МВС базируется на: каждая пара ат. в молекуле удерживается вместе при помощи одной или нескольких общих е пар; одинарная ков. связь 2-мя электронами с антипараллельными спинами, расп. на валентных орбиталях связывающихся атомов; при образовании связи происходит перекрывание волновых функций электронов, ведущее к увеличению е плотности между ат. и уменьшению общей Е системы; связь образуется в том направлении, при котором возможно максимальное перекрывание волновых функций; угол между связями в молекуле соответствует углу между образующими связь электронными облаками; из 2х орбиталей атома более прочную связь образует та, которая сильнее перекрывается орбиталью др. атома.
В молекуле аммиака [NH4]+ атом азота имеет неподеленную пару электронов (двухэлектронное облако):
У иона водорода свободна (не заполнена) 1s-
орбиталь, что можно обозначить так: Н+. При образовании иона аммония двухэлектронное облако азота становится общим для атомов азота и водорода, т.е. оно превращается в молекулярное электронное облако. А значит, возникает четвертая ковалентная связь. Процесс образования иона аммония можно представить схемой:
Заряд иона водорода становится общим (он рассредоточен между всеми атомами), а двухэлектронное облако (неподеленная электронная пара), принадлежащее азоту, становится общим с водородом.