- •)Основные понятия химии
- •2)Закон эквивалентов
- •3) Электродное облако. Квантовые числа.
- •4)Квантово-механическая модель строения атома
- •5) Порядок заполнения орбиталей электронами.
- •6) И 7) Период. Закон и пер. Система д.И. Менделеева
- •8) Сродство к электрону, электроотрицательность.
- •9) Неорганические соединения.
- •10) Соли и их хим. Свойства.
- •11) Ковалентная связь. Насыщаемость и направленность.
- •12) Механизм обр. Ионной связи.
- •13) Пи и сигма связи
- •14) Основные положения теории вс. Гибридизация.
- •15) Водородная связь.
- •16) Механизм образования металлической связи.
- •17) Донорно-акцепторная связь. Комплексные соединения.
- •18) Комплексные соединения. Хим. Связь в компл. Соед.
- •19. Координационная теория Вернера – основные положения.
- •20. Диссоциация комплексных соединений. Константы устойчивости комплексных ионов.
- •21. Первое начало термодинамики. Закон Гесса.
- •22. I и II законы термодинамики. Расчет тепловых эффектов химических реакций.
- •23. Закон Гесса и следствия из него.
- •24. Понятие о стандартном состоянии и стандартных теплотах образования. Вычисление тепловых эффектов химических реакций.
- •25. Свободная энергия Гиббса. Направление химической реакции.
- •26. Скорость химической реакции. Закон действующих масс.
- •27. Скорость химической реакции и факторы, влияющие на неё.
- •28. Уравнение Аррениуса. Понятие об энергии активации.
- •29. Уравнение Аррениуса. Энергия активации, её физический смысл.
- •30. Катализаторы. Гомогенный и гетерогенный катализ.
- •31. Обратимые и необратимые реакции. Химическое равновесие.
- •32. Химическое равновесие. Принцип Ле–Шателье.
- •33. Принцип Ле–Шателье. Условия сдвига химического равновесия.
- •34. Коллигативные свойства растворов.
- •35. Законы Рауля. Температуры кипения и замерзания растворов.
- •36. Осмос и осмотическое давление.
- •37. Растворение газов в жидкостях. Закон Генри.
- •38. Степень и константа электролитической диссоциации. Закон разведения Оствальда.
- •39. Ионное произведение воды. Водородный показатель среды.
- •40. Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель среды
- •41. Степень и константа гидролиза солей.
- •42. Активность и ионная сила растворов. Связь между коэффициентом активности и ионной силой раствора.
- •43. Овр. Определение, классификация.
- •44. Понятие об электродном потенциале.
- •45. Электродный потенциал. Уравнение Нернста.
- •46. Газовые электроды. Уравнение Нернста для расчета потенциалов газовых электродов
- •47. Гальванический элемент. Расчет эдс гальванического элемента.
- •48. Концентрационная и электрохимическая поляризация.
- •49. Электролиз. Законы Фарадея.
- •50. Электролиз. Выход по току. Электролиз с нерастворимым и растворимым анодами.
- •51. Основные виды коррозии. Методы защиты металлов от коррозии.
- •52.Химическая коррозия. Скорость химической коррозии.
- •53. Электрохимическая коррозия. Её скорость.
- •54. Коррозия под действием блуждающих токов.
- •55. Свойства d –элементов. Сплавы и химические соединения.
- •56. Интерметаллические соединения и твёрдые растворы Ме.
- •57. Свойства d –элементов. Сплавы и химические соединения. Физико-химические свойства металлов. Основные способы получения.
- •1)Основные понятия химии
20. Диссоциация комплексных соединений. Константы устойчивости комплексных ионов.
Диссоциация комплексного соединения проходит по двум ступеням: а) диссоциация на комплексный и простой ионы с сохранением внутренней сферы комплекса и б) диссоциация внутренней сферы, приводящая к разрушению комплекса. Диссоциация по первой ступени проходит по типу диссоциации сильных электролитов, а диссоциация комплексного иона - по типу диссоциации слабых электролитов. Диссоциация комплексного соединения будет тем полнее, чем сильнее сдвинуто вправо это равновесие. Диссоциация комплексного соединения - сильного электролита на составляющие его ионы имеет особенности, свойственные диссоциации любого сильного электролита.
Комплексные соединения, имеющие ионную внешнюю сферу, в растворе подвергаются диссоциации на комплексный ион и ионы внешней сферы. Они ведут себя в разбавленных растворах как сильные электролиты: диссоциация протекает моментально и практически нацело. Примеры такого рода:
[Cu(NH3)4]SO4 = [Cu(NH3)4]2+ + SO42-
K3[Fe(CN)6] = 3 K+ + [Fe(CN)6]3-
Однако на отщеплении внешнесферных ионов процесс электролитической диссоциации не заканчивается. Комплексные ионы, в свою очередь, подвергаются обратимой электролитической диссоциации, уже как слабые электролиты, по схеме:
[MLn] M +n L
Такая диссоциация, разумеется, протекает ступенчато: лиганды удаляются из внутренней сферы постепенно, один за другим (точнее, происходит реакция замещения лиганды на молекулы растворителя - воды).
Для упрощения записи в качестве примера взят незаряженный комплекс, а продукт диссоциации представлен в негидратированном виде.
Аналогичным образом происходит и обратный процесс - образование комплекса. Сначала во внутренней сфере появляется один лиганд, затем второй, третий и так далее:
M + L [ML]
[ML] + L [ML2]
[ML2] + L [ML3]
…….
[ML(n-1)] + L [MLn]
Процесс комплексообразования завершается, когда число присоединившихся монодентатных лигандов L станет равным координационному числу комплексообразователя M. При этом устанавливается динамическое равновесие, поскольку наряду с образованием комплексов идет и их диссоциация.
Химические свойства комплексного иона с известной электронной конфигурацией и геометрическим строением определяются двумя факторами: а) способностью равновесной системы при определенных условиях к превращениям; б) скоростью, с которой могут происходить превращения, ведущие к достижению равновесного состояния системы.
Первый определяет термодинамическую, а второй – кинетическую устойчивость комплексного соединения. Кинетическая устойчивость зависит от многих факторов, поэтому обычно поддается лишь качественной оценке.
В противоположность ей термодинамическая устойчивость может быть легко охарактеризована количественно с помощью констант равновесия.
В растворе ион металла M и монодентатный лиганд L взаимодействуют ступенчато с образованием комплексного иона [MLn] по схеме:
|
|
|
где Ki – ступенчатые константы образования (устойчивости) отдельных комплексов [MLi].
Поскольку в этой системе существует лишь n независимых равновесий, полная константа процесса M + nL = MLn – общая константа образования:
Чем больше константа устойчивости, тем более прочным является данный комплекс, поскольку ΔG° = –RT lnβ.
Образование прочных комплексных ионов может быть использовано для растворения труднорастворимых электролитов. Концентрация ионов в растворе определяется величиной произведения растворимости такого электролита. Добавляя в раствор вещества, образующие с одним из его ионов комплексное соединение, можно во многих случаях достичь растворения осадка за счет комплексообразования. Добиться этого тем легче, чем больше величина произведения растворимости и чем больше константа устойчивости комплексного иона. Например, хлорид серебра AgCl растворяется в избытке аммиака, образуя [Ag(NH3)2]Cl. Менее растворимый AgI в аммиаке практически не растворим, но растворяется в тиосульфате натрия Na2S2O3 по реакции
|
|
поскольку β[Ag(S2O3)2]3– на несколько порядков больше β[Ag(NH3)2]+.
Комплексные ионы участвуют в реакциях обмена с образованием более прочного или менее растворимого соединения:
Здесь M = Ni2+, Cu2+, Fe2+.
(ИЗ УЧЕБНИКА ГЛИНКА): Константа нестойкости – константа равновесия реакции распада. Они могут относиться к отдельным стадиям распада (ступенчатые константы нестойкости Ki) и к суммарной реакции (полная константа нестойкости Kн).
Чем больше константа нестойкости, тем устойчивее комплексное соединение.
Kобр=1/Kн
Для суммарной реакции константу образования принято обозначать β.
Чем больше константа образования, тем устойчивее комплексное соединение.