- •1 Растворы
- •2. Способы выражения концентрации растворов
- •2.1 Массовая доля (с%)
- •2.2 Молярная концентрация (См)
- •2.3 Моляльная концентрация (Cm)
- •2.4 Молярная концентрация эквивалента (сn)
- •2.5 Мольная доля (с)
- •2.6 Закон эквивалентов в объемном анализе
- •3. Свойства идеальных растворов
- •3.1 Осмос. Закон Вант - Гоффа
- •3.2 Законы Рауля
- •Криоскопические и эбуллиоскопические константы
- •4 Растворы электролитов
- •4.1 Степень диссоциации
- •Сильные кислоты Сильные основания Примеры растворимых солей
- •4.2 Диссоциация кислот
- •4.3 Диссоциация оснований
- •4.4 Диссоциация солей
- •4.5 Константа диссоциации
- •4.6 Закон разбавления Оствальда
- •Константы диссоциации слабых электролитов при 25 0с
- •4.6 Применение законов идеальных растворов к разбавленным растворам электролитов
- •4.7 Направление реакций обмена в растворах электролитов
- •Пример 2 Составьте сокращенные ионно- молекулярные уравнения реакций обмена к следующим молекулярным уравнениям:
- •4.8 Растворимость. Произведение растворимости
- •4.9 Ионное произведение воды. Водородный показатель (рН)
- •Шкала рН
- •5 Гидролиз солей
- •5.1 Степень гидролиза. Константа гидролиза
- •6 Комплексные соединения
- •6.1 Номенклатура комплексных соединений
- •6.2 Константа нестойкости комплексных соединений
- •Константы нестойкости комплексных ионов
- •7 Основы электрохимии
- •7.1 Гальванический элемент (гэ)
- •7.2 Направление окислительно-восстановительных реакций
- •Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы
- •8 Дисперсные системы
- •8.1 Классификация дисперсных систем по размеру частиц
- •Классификация дисперсных систем по агрегатному состоянию
- •Классификацияжидких дисперсных систем по устойчивости
- •8.4 Методы получения дисперсных систем
- •8.5 Удельная и суммарная поверхностьраздела фаз
- •8.6 Адсорбция
- •8.6 Строение коллоидной частицы (золя)
6.2 Константа нестойкости комплексных соединений
Как уже было сказано выше, внешнесферная (первичная) диссоциация комплексных солей происходит в водных растворах практически полностью, например: [Ag(NH3)2]Cl → [Ag(NH3)2]+ + Cl-. В то же время, диссоциация внутренней сферы комплексного соединения (вторичная) является процессом равновесным и обратимым. Например, ион диамминсеребра диссоциирует по схеме: [Ag(NH3)2]+ ↔ Ag+ +2NН3
В результате вторичной диссоциации устанавливается равновесие между комплексной частицей, центральным ионом и лигандами. Диссоциация [Ag(NH3)2]+, согласно приведенному выше уравнению, характеризуется константой равновесия, называемой константой нестойкости комплексного иона:
[Ag+][NH3]2
Крав=Kнест = —————— = 6,8∙10-8 .
[Ag(NH3)2+]
Значения констант нестойкости различных комплексных ионов колеблются в широких пределах и могут служить мерой устойчивости комплекса. Чем устойчивее комплексный ион, тем меньше его константа нестойкости. Так, среди однотипных соединений, обладающих различными значениями констант нестойкости
[Ag(NO2)2]- [Ag(NH3)2]+ [Ag(S2O3)2]3- [Ag(CN2)]-
1,3∙10-3 6,8∙10-8 1∙10-13 1∙10-21
наиболее устойчив комплекс [Ag(CN2)]-, а наименее устойчив - [Ag(NO2)2]-.
При сравнении устойчивости разных по типу комплексных ионов необходимо сначала рассчитать (или оценить) концентрацию комплексообразователя в растворе, а только потом делать вывод. Например, сравним устойчивость комплексных ионов [Ag(CN2)]- и [Fe(CN)6]4-.концентрацию комплексообразователя в растворе, а только потом делать вывод. Например, сравним устойчивость комплексных ионов [Ag(CN2)]- и [Fe(CN)6]4- . Для этого будем исходить из уравнения вторичной диссоциации комплексных ионов и значений констант нестойкости. Пусть концентрация комплексных ионов в растворе равна См (моль/л),часть этой концентрации Сх (моль/л) продиссоциировала на комплексообразователь и лиганды. Исходя из уравнения диссоциации, можно рассчитать равновесную концентрацию всех ионов в растворе:
[Ag(CN)2]- = Ag+ + 2СN- [Fe(CN)6 ]4- = Fe+2 + 6CN-
нач. состояние Cм 0 0 См 0 0
продиссоциировало Сх Сх
равновесие См-Сх х 2х См-Сх х 6х
[Ag+][CN-]2 (x) (2x)24х3[Fe+2][CN]6 (x) (6x)666х7
Kнест = —————— = ————— = —— = 10-21 , Kнест = —————— = ———— = —— =∙10-38.
[Ag(CN-)2-] (Cм- Сх ) См [Fe(CN)64-] (См –Сх) См
Если принять, что Сх << Cм = 1 моль/л, то выражение упростится и можно оценить концентрацию комплексообразователя (х).
х = См (Ag+) ≈ (10-21/ 4)1/3 ≈ 10-7 (моль/л) ; х = См (Fe+2) ≈ ( 10-38/ 66)1/7≈ 10-6 (моль/л).
Очевидно, комплексный ион [Ag(CN)2]-прочнее иона [Fe(CN)6 ]4-, хотя сравнение значений Кнест. говорит об обратном.