9.5 Дисоціація комплексних сполук

Сполуки складного составу, в яких можна виділити центральний атом і безпосередньо зв'язані з ним молекули або іони називають комплексними сполуками. Комплексними можуть бути солі, основи, кислоти, органічні сполуки. Відповідно координаційній теорії у молекулі комплексної сполуки один з іонів, який називають комплексоутворювачем, займає центральне місце. Навколо нього у безпосередній близькості розташовані (скоординовані) протилежно заряджені іони або нейтральні молекули, які називають лігандами. Загальна кількість лігандів складає координаційне число комплексоутворювача. Комплексоутворювач разом з лігандами утворюють внутрішню сферу комплексної сполуки, яку відокремлюють квадратними дужками. Усі інші іони, що знаходяться на значно більшій відстані від комплексоутворювача, утворюють зовнішню сферу.

У сполуці К[Cr(CN)₄(NH₃)₂]: Cr³⁺ – комплексоутворювач, CN^– і NH₃ – ліганди, координаційне число іону Cr³⁺ дорівнює 6, іон К⁺ утворює зовнішню сферу.

Дисоціація комплексних сполук відбувається за типом дисоціації сильних електролітів:

Na[Cu(CN)₂] ® Na⁺ + [Cu(CN)₂]^–

Видалити ціанід-іони у чистому вигляді з комплексу практично неможливо, оскільки дисоціація комплексних іонів відбувається дуже незначною мірою:

[Cu(CN)₂]^– ⇄ [Cu(CN)] + CN^–

[Cu(CN)] ⇄ Cu⁺ + CN^–

Лекція №10 Рівновага в розчинах електролітів

План лекції

1. Хімічна рівновага в розчинах електролітів. Хімічні реакції в розчинах електролітів. Закон розведення Освальда. Буферні розчини.

2. Добуток розчинності. Дисоціація амфотерних гідроксидів.

3. Гідроліз солей. Механізм гідролізу солей залежно від їх природи.

Рекомендована література: [1] С.391-397, [2] С.60-66, [4] С.171-181.

10.1 Хімічна рівновага в розчинах електролітів

У розчинах електролітів хімічні реакції відбуваються між іонами, тому їх називають іонними. При зіткненні іонів між ними може відбутися хімічна взаємодія, результатом якої є утворення молекул слабких електролітів, малорозчинних сполук чи газів. У рівняннях іонних реакцій такі продукти реакції зображують в молекулярній формі, а сильні електроліти записують у вигляді іонів.

Так, під час змішування розчинів НCl і NaОН утворюються молекули Н₂O, які не дисоціюють, а іони Na⁺ і Cl^– при цьому не зазнають змін, оскільки NaCl є сильним електролітом. В іонній формі рівняння реакції має такий вигляд:

H⁺ + Cl^– + Na⁺ + ОН^– ⇄ Na⁺.+ Cl^– + Н₂O.

Після виключення з рівняння однойменних іонів (вони підкреслені) рівняння реакції придбає такий вигляд: Н⁺ + ОН^– ⇄ Н₂О.

Тобто будь-яка реакція нейтралізації є взаємодією між іонами Н⁺ та ОН^–.

Дисоціація слабких електролітів є оборотним процесом, стан рівноваги в якому характеризується константою рівноваги, яку називають константою дисоціації. Так, рівняння дисоціації амоній гідроксид – слабкого електроліту, має такий вигляд: NH₄OH ⇄ NH₄⁺ + ОН^–. Запишемо для нього константу дисоціації:

, (10.1)

де і – рівноважні концентрації іонів, що знаходяться в розчині; – рівноважна концентрація молекул NH₄OH, які не піддалися дисоціації.

Закон розведення Освальда зв’язує величини ступеню і константи дисоціації:

, (10.2)

де С – молярна концентрація розчину електроліту.

Зміщення хімічної рівноваги у розчинах електролітів підлягає принципу Ле Шатель'є. На лекції надаються приклади такого зміщення.

Буферні розчини, які застосовують для підтримання сталості значень рН середовища, являють собою суміші слабких кислот або основ з їх солями. Механізм дії буферних розчинів пояснюється зміщенням рівноваги в реакціях дисоціації кислоти або основи. Так, якщо в ацетатний буферний розчин, що складається з оцтової кислоти і натрій ацетату, додати сильну кислоту, то іони Н⁺ будуть реагувати з ацетат-іоном утворюючи оцтову кислоту – слабкий електроліт:

CН₃СОО^– + Н⁺ ⇄ CН₃СООН.

При доданні до буферного розчину лугів іони ОН^–, що попадають у розчин, зв'язуються іонами Н⁺, що утворюються під час дисоціації оцтової кислоти. У результаті утворюється слабкий електроліт – вода:

CН₃СООН + ОН^– ⇄ CН₃СОО^– + Н₂О.

Зміщення рівноваги у реакції дисоціації оцтової кислоти протидіє появі в розчині надлишкових іонів Н⁺ і ОН^–, тобто рН розчину практично не змінюється.

На лекції надається приклад застосування аміачного буферного розчину.