- •1.Эквивалент. Закон эквивалентов
- •Эквивалент в данной химической реакции
- •Задачи для самостоятельного решения Эквиваленты основных классов соединений, закон эквивалентов
- •Эквивалент в данной химической реакции
- •2. Состав растворов
- •500 Г раствора - 100 %
- •50 Г растворенного вещества - х %,
- •Пересчет См в Сн и наоборот
- •Пересчет Сн и См в массовую долю и обратно
- •Смешение растворов
- •Задачи для самостоятельного решения Массовая доля
- •Молярная и нормальная концентрации
- •Пересчет концентраций в массовую долю и наоборот
- •Смешивание растворов
- •3. Закон эквивалентов для растворов
- •Задачи для самостоятельного решения
- •Реакции окисления-восстановления Классификация окислительно-восстановительных реакций
- •Восстановители и окислители
- •Важнейшие восстановители
- •Составление уравнений овр методом полуреакций
- •Эквивалент вещества в овр
- •Окислительно-восстановительный потенциал. Уравнение Нернста. Эдс реакции
- •Задачи для самостоятельного решения
- •5. Химическая кинетика
- •Влияние концентрации (давления)
- •Влияние температуры
- •137 КДж/моль.
- •Влияние катализатора
- •Химическое равновесие
- •Задачи для самостоятельного решения Необратимые реакции
- •Химическое равновесие
- •6. Элементы химической термодинамики
- •Направление химических реакций
- •Задачи для самостоятельного решения Термохимические расчеты
- •Химическая термодинамика и направление процессов
- •Электролитическая диссоциация. Водородный показатель
- •Расчет концентрации ионов в растворе одного вещества
- •Расчет концентрации ионов в растворе нескольких веществ
- •Задачи для самостоятельного решения
- •8. Гидролиз солей
- •Задачи для самостоятельного решения
- •9. Растворимость. Равновесие осадок - раствор Растворимость
- •Равновесие осадок-раствор. Произведение растворимости.
- •Влияние посторонних веществ на растворимость
- •Задачи для самостоятельного решения Растворимость
- •Равновесие осадок-раствор. Пр
- •Влияние посторонних веществ на растворимость
- •Комплексные соединения
- •Задания для самостоятельной работы
- •11. Электронное строение атомов
- •Физический смысл квантовых чисел
- •Строение электронных
- •Правила заполнения электронных орбиталей
- •Электронное строение атомов и таблица химических элементов
- •Валентность атомов
- •Задания для самостоятельной работы
- •Приложение
- •1.Константы диссоциации воды и некоторых слабых кислот и оснований в водных растворах (0.1 n)
- •2.Произведение растворимости труднорастворимых в воде веществ при 25оС
- •3.Константы нестойкости некоторых комплексных ионов
- •4.Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы некоторых систем в водных растворах при 25оС
- •5.Стандартные энтальпии образования н0f , энтропии s0 и энергии Гиббса образования g0f некоторых веществ
- •Литература
- •Содержание
- •Эквивалент. Закон эквивалентов ............................................ 3
Влияние посторонних веществ на растворимость
Произведение растворимости СаСО3 равно 4,810-9. Вычислить концентрацию Са2+ в 0,01 М растворе Na2CO3, находящемся над осадком СаСО3.
Произведение растворимости Cu(JO3)2 равно 1,410-7. Сравнить концентрацию ионов JO3- в насыщенном растворе Cu(JO3)2, не содержащем других электролитов и содержащем CuSO4 в концентрации 0,05 моль/л.
Произведение растворимости PbJ2 равно 8,710-9. Вычислить в миллиграммах, сколько J- перейдет в раствор при промывании осадка PbJ2 500 мл 0,02 М раствором KJ ?
Произведение растворимости MgCO3 равно 1,010-5. Вычислить в граммах на литр концентрацию ионов СО32- в растворе над осадком MgCO3, содержащем MgCl2 в концентрации 0,01 моль/л.
Произведение растворимости CaSO4 равно 1,010-5. Сравнивать растворимость СаSO4 в чистой воде и в 0,2 М растворе Н2SO4.
Произведение растворимости Mg(OH)2 равно 3,410-11. найти растворимость Mg(OH)2 в чистой воде и в 0,001 М растворе КОН.
Произведение растворимости PbС12 равно 1,610-5. Вычислить в граммах на литр концентрацию ионов С1- в растворе над осадком PbС12, содержащем Pb(NO3)2 в концентрации 0,02 моль/л.
Вычислить в миллиграммах, сколько ионов С2О42- перейдет в раствор при промывании осадка СаС2О4 100 мл 0,01 М раствором Na2C2O4, если ПР(СаС2О4)=2,610-9.
Во сколько раз уменьшится концентрация ионов серебра в насыщенном растворе AgCl, если прибавить к нему столько соляной кислоты, чтобы концентрация ионов С1- в растворе стала равной 0,03 моль/л ?
Во сколько раз изменится концентрация ионов бария Ва2+ в насыщенном растворе ВаCrO4, если прибавить к нему столько хромовой кислоты, чтобы концентрация ионов CrO42- в растворе стала равной 0,015 моль/л.
Вычислить в миллиграммах, сколько ионов Sr2+ перейдет в раствор при промывании осадка SrCrO4 200 мл 0,02 Н раствора К2CrO4, если Пр(SrCrO4) = 3,510-5.
Произведение растворимости CdСO3 равно 5,210-12. Вычислить в граммах на литр концентрацию ионов СО32- в растворе над осадком CdСО3, содержащем Cd(NO3)2 в концентрации 0,02 моль/л.
К 0,01 Н раствору Н2SO4 медленно добавляют раствор, содержащий 0,01 моль/л СаС12 и 0,01 моль/л SrC12. Какой осадок начнет выпадать раньше- SrSO4 или СаSO4 ?
Вычислить растворимость СаF2 в воде и в 0,05 Н растворе СаС12. Во сколько раз растворилось во втором случае меньше, чем в первом?
Во сколько раз растворилось AgC1 в 0,001 Н растворе NaCl меньше, чем в воде ? ПР(AgC1) = 1,810-10.
Комплексные соединения
Ионы некоторых элементов обладают способностью присоединять к себе полярные молекулы или другие ионы, образуя сложные комплексные ионы. Соединения, в которые входят комплексные ионы, способные существовать как в кристаллическом виде, так и в растворе, называются комплексными соединениями.
В молекуле комплексного соединения различают следующие структурные элементы: ион-комплексообразователь, координированные вокруг него частицы - лиганды, составляющие вместе с комплексообразователем внутреннюю координационную сферу, и остальные частицы, входящие во внешнюю координационную сферу. Число лигандов называется координационным числом (к.ч.). Наиболее часто реализуются к.ч. = 6; 4; 2, реже 3; 8; 12. Характерные комплексообразователи - это катионы металлов d-семейств (Fe2+, Fe3+, Co3+, Ni2+, Zn2+, Ag+, Cu2+, Cr3+ и др.). Характерные лиганды: H2O, NH3, Cl-, OH-, NO2-, CN-, Br-, J- и др. Примеры комплексных соединений:
K4Fe(CN)6; K3Fe(CN)6; NaAl(OH)4; Cr(H2O)5ClCl2; Cu(NH3)4SO4; K2NiCl4).
В приведенных примерах квадратными скобками выделена внутренняя координационная сфера или комплексный ион. Заряд комплексного иона равен сумме зарядов ионов внешней сферы и одновременно равен сумме зарядов комплексообразователя и лигандов.
Название комплексных соединений дают по общему правилу: сначала называют анион, а затем - катион в родительном падеже. Название комплексного катиона составляют следующим образом: сначала указывают количество (используя греческие числительные: ди, три, тетра, пента, гекса и т.д.) и названия отрицательно заряженных лигандов с окончанием “о” (ОН- - гидроксо, CN- - циано, CNS- - родано, NO2 - нитро, S2O32- - тиосульфато, Сl- - хлоро и т.д.); затем указывают количество и названия нейтральных лигандов (Н2О - аква, NH3 - аммин); последним называют комплексообразователь, указывая его степень окисления римскими цифрами в круглых скобках. Примеры: Pt(NH3)3ClCl - хлорид хлоротриамминплатины (II); Со(NH3)5BrSO4 - сульфат бромопентаамминкобальта (III). Название комплексного аниона составляют аналогично названию катиона и заканчивают суффиксом “ат”. Примеры: BaCr(NH3)2(SCN)42 - тетрароданодиамминхромат (III) бария, (NH4)2Pt(OH)2Cl4 - тетрахлородигидроксоплатинат (IV) аммония.
Химическая связь между внутренней и внешней сферами комплексных соединений аналогична связи между катионами и анионами в простых солях (ионная). Поэтому в водных растворах комплексные соединения диссоциируют практически полностью, например:
K4Fe(CN)6 4K++Fe(CN)64- ,
Cu(NH3)4SO4 Cu(NH3)42++SO42-.
Лиганды внутренней сферы связаны с комплексообразователем более прочно за счет направленных координационных (донорно-акцепторных) связей. Поэтому в водных растворах комплексный ион диссоциирует как слабый электролит обратимо:
Cu(NH3)42+ Сu2++ 4NH3 .
Константа равновесия этого процесса называется константой нестойкости:
Kн = Cu2+NH34/(Cu(NH3)42+) = 2,14 10-13.
Численные значения констант нестойкости приведены в справочных таблицах. Чем меньше Кн, тем прочнее комплексный ион.
Замечание: строго говоря, диссоциация комплексных ионов протекает ступенчато; число ступеней равно числу лигандов.
Для того, чтобы определить направление реакции с участием комплексных соединений, нужно установить, в каком из возможных веществ комплексообразователь связан более прочно. Например, реакция
Аg(NH3)2Cl + 2KCN KАg(CN)2 + 2kcl + 2NH3
будет протекать слева направо, т.к.
КнАg(NH3)2+ = 9,3 10-8 КнАg(NH3)2- = 8 10-22.
Это означает, что комплексообразователь Ag+ более прочно связан с цианогруппами (CN-), чем с аммиаком (NH3). В данном случае произошла замена лиганда.
В общем случае для решения вопроса о направлении смещения равновесия необходимо рассчитать константу равновесия предполагаемой реакции.
Пример 1
К2Cd(CN)4 + 2NaOH Cd(OH)2 + 2KCN + 2NaCN,
в ионном виде
Cd(CN)42-+2OH- Cd(OH)2 + 4CN- .
При добавлении щелочи к раствору К2Cd(CN)4 в стехиометрических количествах (т.е. без избытка ОН- ионов) осадок Сd(OH)2 не образуется, т.к.
К=CN-4/ (Cd(CN)42-OH-2) =
=CN-4/(Cd(CN)42-OH-2)(Cd2+/Cd2+)=
= КнCd(CN)42- / Пр[Cd(ОН)2]= (7,8 10-18)/(4,5 10-15)=1,7310-3 1.
Осадок может выпасть только в случае очень большого избытка щелочи.
Пример 2
К2Cd(CN)4 + Na2S CdS + 2NaCN + 2KCN
Cd(CN)42- + S2- CdS + 4CN-.
При добавлении сульфида натрия (Na2S) к раствору К2Сd(CN)4 даже в стехиометрических количествах выпадает осадок СdS, т.к.
К=CN-4 / (Сd(CN)42- S-2) (Cd2+/Cd2+) =
=Кн/ПР= (7,810-18)/(810-27) 1.
Пример 3
Вычислить концентрацию ионов Аg+ в 0,1 М растворе [Ag(NH3)2]NO3, содержащем дополнительно 1 моль/л аммиака. Константа нестойкости иона [Ag(NH3)2]+ составляет 5,7 ·10-8.
Решение
Согласно условию задачи
[Ag+] [NH3] 2 / [ [Ag(NH3)2]+] = 5,7 ·10-8.
В присутствии избыточного NH3 равновесие диссоциации
[Ag(NH3)2+] ? Ag+ + 2NH3
настолько сильно смещено влево, что можно пренебречь той ничтожно малой концентрацией NH3, которая получается за счет диссоциации комплекса, и принять ее равной 1 моль/л. Считая [Ag(NH3)2]NO3 сильным электролитом и пренебрегая той долей комплексных ионов, которые подверглись диссоциации, можно приравнять концентрацию недиссоциированной части ионов [Ag(NH3)2]+ к общей концентрации этих ионов, т. е. 0,1 моль/л, поэтому
[Ag+] ·12 / 0,1 = 5,7 ·10-8; [Ag+] = 0,6 · 10-8 моль/л.