2. Образование газов

Растворимость газов в воде уменьшается с ростом температуры.

Примеры: , , .

Образование малодиссоциирующих веществ.

а) Образование слабых электролитов: слабых кислот и оснований.

: , : .

б) Гидролиз – процесс взаимодействия солей с водой.

: – железо частично реагирует с водой. При этом ион обуславливает кислую среду раствора . Гидролиз солей протекает, если соль образована слабым основанием, слабой кислотой или и тем, и другим одновременно. Степень гидролиза – это доля молекул или ионов исходного вещества, подвергшаяся гидролизу к моменту наступления равновесия.

в) Образование комплексных соединений

Окислительно-восстановительные реакции в растворах

Окислительно-восстановительные реакции – реакции, в ходе которых изменяется степень окисления атомов.

Степень окисления – это условный заряд атомов в молекулах или ионах, вычисленный при предположении, что эти атомы или ионы состоят только из ионизированных атомов.

Правила определения степеней окисления:

Степень окисления атомов в простых веществах равна нулю.

Сумма степеней окисления атомов в молекулах сложных веществ равна нулю.

Сумма степеней окисления атомов в ионе равна заряду этого иона.

Наиболее характерные степени окисления атомов:

Щелочные металлы в соединениях имеют степень окисления +1: .

Щелочноземельные металлы – +2: .

.

Кислород: всегда –2, кроме бинарных соединений с фтором: и пероксидов (веществ, имеющих группу атомов , например ).

Водород всегда +1, кроме бинарных соединений с металлами: .

Атомы, отдающие электроны, называются восстановителями, принимающие – окислителями.

Типичные окислители – это соединения, содержащие атомы в высшей степени окисления: , .

Расстановка коэффициентов в овр методом полуреакций

В этом методе учитывается реальная форма существования частиц в растворах.

.

Пишем уравнение в ионном виде: .

Составляем полуреакции: . Для полуреакция нужно выполнить закон сохранения вещества и закон сохранения заряда.

Складываем эти две полуреакции и получим сокращенно ионное уравнение с коэффициентами: .

Дописываем ионы, не участвующие в реакции: .

Составляем молекулярное уравнение:

Чтобы убрать кислород из состава молекул или ионов в кислой среде нужно использовать ионы водорода: . Если же сильной кислоты среди исходных веществ нет, то следует воспользоваться молекулами воды: .

Чтобы ввести кислород в состав какой-либо частицы в присутствии щёлочи среди исходных веществ, то нужно воспользоваться услугами -групп: . Если же среда нейтральная или кислая (нет частиц), то используем воду: .

Классификация ОВР:

Межмолекулярные – окислитель и восстановитель находятся в разных молекулах: .

Внутримолекулярные – окислитель и восстановитель находятся в одной молекуле: .

Самоокисление (самовосстановление, диспропорционирование) – окислителем и восстановителем являются атомы одного и того же элемента в одной и той же степени окисления: .

Комплексные соединения

Комплексные соединения – вещества, образованные по механизму донорно-акцепторного взаимодействия.

Стандартные ситуации образования связей:

1. – ионный механизм.

2. – обменный механизм (здесь – неспаренные электроны).

3. – донорно-акцепторный механизм (здесь  – неспаренные электроны, – свободная орбиталь). Вещество А называется донором, вещество В – акцептором.

Пример: . Здесь в квадратных скобках находится частица, образованная по механизму донорно-акцепторного взаимодействия («комплексный ион»). Снаружи – внешняя сфера комплекса. Они соединяются по ионному механизму. Комплексный ион образуется ионом металла, который называется комплексообразователем. Это – акцептор электронных пар. – донор электронных пар («лиганды»). «6» – координационное число комплексного иона. Обычно оно равно удвоенной степени окисления металла-комплексообразователя.

В зависимости от типа доноров электронных пар, различают следующие виды комплексов:

1. – гидроксокомплексы, образуются за счёт трёх свободных электронных пар у кислорода.

2. – аквакомплексы, образуются за счёт двух свободных электронных пар у кислорода.

3. – аминокомплексы, образуются за счёт свободной электронной пары у азота.

4. – цианокомплексы.

5. Комплексы, у которых лиганды представляют собой кислотные остатки, называются ацидокомплексами.

Номенклатура: сначала называют отрицательно заряженную часть комплекса. Комплексный ион называют с лиганд (их число и название), затем – металл-комплексообразователь. При необходимости указывают степень окисления этого металла. Примеры: – тетрагидроксоцинкат калия, – дицианоаргентат калия, – сульфат тетрааквамеди, – дитиосульфатоаргентат калия, – сульфат тетрааминмеди (II).

Диссоциация комплексных соединений

Комплексные соединения диссоциируют как минимум по двум ступеням:

1. Необратимый отрыв ионов внешней сферы: .

2. Обратимая диссоциация комплексного иона: и . В химии комплексов обычно диссоциацию комплексных ионов записывают в одну ступень: .

Общая константа диссоциации называется константой нестойкости: , где и – константы диссоциации для каждой ступени отдельно. В общем случае константа нестойкости , где n – координационное число.