Категории:

Дом Здоровье Зоология Информатика Искусство Искусство Компьютеры Кулинария Маркетинг Математика Медицина Менеджмент Образование Педагогика Питомцы Программирование Производство Промышленность Психология Разное Религия Социология Спорт Статистика Транспорт Физика Философия Финансы Химия Хобби Экология Экономика Электроника

Номенклатура и химические свойства солей.

Номенклатура и химические свойства солей.

Химические свойства СОЛЕЙ

Определяются свойствами катионов и анионов, входящих в их состав.

Соли взаимодействуют с кислотами и основаниями, если в результате реакции получается продукт, который выходит из сферы реакции (осадок, газ, мало диссоциирующие вещества, например, вода):

BaCl2(тверд.) + H2SO4(конц.) = BaSO4↓ + 2HCl↑

NaHCO3 + HCl(разб.) = NaCl + CO2↑ + H2O

Na2SiO3 + 2HCl(разб.) = SiO2↓ + 2NaCl + H2O

Соли взаимодействуют с металлами, если свободный металл находится левее металла в составе соли в электрохимическом ряде активности металлов:
Cu+HgCl2=CuCl2+Hg
Соли взаимодействуют между собой, если продукт реакции выходит из сферы реакции; в том числе эти реакции могут проходить с изменением степеней окисления атомов реагентов:

CaCl2 + Na2CO3 = CaCO3↓ + 2NaCl

NaCl(разб.) + AgNO3 = NaNO3 +AgCl↓

3Na2SO3 + 4H2SO4(разб.) + K2Cr2O7 = 3Na2SO4 + Cr2(SO4)3 + 4H2O + K2SO4

Некоторые соли разлагаются при нагревании:

CuCO3=CuO+CO2↑
NH4NO3 = N2O↑ + 2H2O

NH4NO2 = N2↑ + 2H2O

Комплексные соединения: номенклатура, состав и химические свойства.

Комплексные соединения (лат. complexus — сочетание, обхват) или координационные соединения (лат. co — «вместе» и ordinatio — «упорядочение») — частицы (нейтральные молекулы или ионы), которые образуются в результате присоединения к данному иону (или атому), называемому комплексообразователем, нейтральных молекул или других ионов, называемых лигандами. Теория комплексных соединений (координационная теория) была предложена в 1893 г. А. Вернером.

Комплексные соединения мало диссоциируют в растворе (в отличие от двойных солей). Комплексные соединения могут содержать комплексный малодиссоциирующий анион ([Fe(CN)6]3−), комплексный катион ([Ag(NH3)2]+), либо вообще не диссоциировать на ионы (соединения типа неэлектролитов, например карбонилы металлов). Комплексные соединения разнообразны и многочисленны.

Состав комплексных соединений

Комплексные соединения состоят из внутренней сферы - комплексного иона и внешней сферы - простых катионов или анионов. Центральный атом и лиганды образуют комплекс (внутреннюю сферу), который при записи формулы комплексного соединения заключают в квадратные скобки. Комплексообразователь является центральной частью комплекса. Как правило, комплексообразователь - это положительно заряженный ион металла, иногда комплексообразователем могут быть нейтральные атомы металла или положительно заряженные ионы металлов. В принципе комплексообразователем может выступать любой элемент, но чаще всего это d - металлы. Молекулы и ионы, окружающие комплекс, образуют внешнюю сферу. Лигандами могут быть как нейтральные молекулы (NH3, CO), так и отрицательно заряженные ионы - анионы (OH-, CN-). Лиганды связаны с центральным атомом донорно-акцепторной связью. В комплексном соединении он выступает акцептором, ибо у него на внешней оболочке имеются свободные орбитали, а лиганды - донорами, так как обладают одной или несколькими неподеленными электронными парами. Связь между внешней и внутренней сферами - ионная, поэтому в водных растворах комплексные соединения диссоциируют с образованием ионов. Число связей, образуемых комплексообразователем с лигандами, называется координационным числом. Другими словами, это число лигандов во внутренней сфере.

Координационное число, проявляемое тем или иным комплексообразователем, зависит как от заряда (степени окисления), размеров комплексообразователя, природы лигандов, так и от условий образования комплексов: концентрации исходных веществ, температуры и так далее.

В молекулах комплексных соединений встречаются практически все виды химической связи. Между комплексным ионом и внешней средой - ионная, поэтому в водных растворах комплексные соединения диссоциируют с образованием ионов.

Лиганды связаны с центральным атомом с помощью донорно - акцепторной связи. В молекулах лигандах и в ионе внешней сферы имеет место ковалентная связь.

Номенклатура комплексных соединений

Наибольшее распространение имеет номенклатура, рекомендованная IUPAC. Название комплексного аниона начинается с обозначения состава внутренней сферы: число лигандов обозначается греческими числительными: 2–ди, 3–три, 4–тетра, 5–пента, 6–гекса и т.д., далее следуют названия лигандов, к которым прибавляют соединительную гласную «о»: Cl– – хлоро-, CN– – циано-, OH– – гидроксо- и т.п. Если у комплексообразователя переменная степень окисления, то в скобках римскими цифрами указывают его степень окисления, а его название с суффиксом -ат: Zn – цинкат, Fe – феррат(III), Au – аурат(III). Последним называют катион внешней сферы в родительном падеже.

Примеры:

K3[Fe(CN)6] – гексацианоферрат(III) калия,

K4[Fe(CN)6] – гексацианоферрат(II) калия,

K2[Zn(OH)4] – тетрагидроксоцинкат калия.

Названия соединений, содержащих комплексный катион, строятся из названий анионов внешней среды, после которых указывается число лигандов, дается латинское название лиганда (молекула аммиака NH3 – аммин, молекула воды H2O – аква от латинского названия воды) и русское название элемента-комплексообразователя; римской цифрой в скобках указывается степень окисления элемента-комплексообразователя, если она переменная. Например:

[Cu(NH3)4]SO4 – сульфат тетраамминмеди(II),

[Al(H2O)6]Cl3 – хлорид гексаакваалюминия.

Ионообменные реакции с участием осадков и газов.

Ионообменные реакции с участием слабых

Электролитов и комплексных ионов.

Ионно-молекулярные уравнения

Реакции ионного обмена записывают тремя уравнениями:

-молекулярным;

- полным ионно-молекулярным;

- сокращенным ионно-молекулярным.

В полном ионно-молекулярном уравнении указывают формулы всех частиц, а в сокращенном – формулы частиц, которые принимают участие в реакции.

Например, рассмотрим реакцию ионного обмена между растворами солей: нитрата серебра и хлорида натрия.

1) Молекулярное уравнение:

AgNO3 + NaCl = AgCl↓ + NaNO3

растворимая растворимая осадок растворимая

соль соль соль

При сливании раствора двух приведенных солей образуется осадок хлорида серебра AgCl, а в растворе остается нитрат натрия.

2) Полное ионно-молекулярное уравнение:

Ag+ + NO3– + Na+ + Cl – = AgCl↓+Na+ + NO3–

Из ионно-молекулярного уравнения следует, что ионы Na+ и NO3– в реакции не участвовали, они остались такими, какими были до сливания растворов.

3) Сокращенное ионно-молекулярное уравнение.

Ag+ + Cl – = AgCl↓

Уравнение показывает, что в ходе данной реакции происходит связывание ионов Ag+ и Cl –, в результате чего образуется нерастворимая соль хлорид серебра AgCl.

Степень окисления.

Гидролиз соли,

Степень гидролиза.

Гидролиз солей — разновидность реакций гидролиза, обусловленного протеканием реакций ионного обмена в растворах (преимущественно, водных) растворимых солей-электролитов. Движущей силой процесса является взаимодействие ионов с водой, приводящее к образованию слабого электролита в ионном или (реже) молекулярном виде («связывание ионов»).

Различают обратимый и необратимый гидролиз солей^[1]:

1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания (гидролиз по аниону):

(раствор имеет слабощелочную среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени

Случаи полного гидролиза.

Полный гидролиз. Для полного протекания гидролиза нужно, чтобы соль была образована очень слабой кислотой и очень слабым основанием. Кроме того, желательно, чтобы один из продуктов гидролиза, уходил из сферы реакции в виде газа. (Малорастворимые вещества, остающиеся в контакте с раствором, вообще говоря, не уходят из сферы реакции, поскольку все равно, сколько то растворимы.) Поэтому полному гидролизу подвергаются обычно соли газообразных или неустойчивых кислот: сероводородной, угольной, отчасти сернистой. К ним примыкают вещества, которые в обычном понимании уже не являются солями: нитриды, фосфиды, карбиды, ацетилениды, бориды. Полностью гидролизуются также алкоголяты.

Если вернуться к обычным солям, то полностью гидролизующиеся соли (карбонаты, сульфиды алюминия, хрома(III), железа(III)) нельзя получить реакциями обмена в водных растворах. Вместо ожидаемых продуктов в результате реакции мы получим продукты гидролиза. Гидролиз осложняет протекание многих других реакций обмена. Так, при взаимодействии карбоната натрия с сульфатом меди в осадок обычно выпадает основной карбонат меди (CuOH)₂CO₃.

В таблице растворимости для полностью гидролизующихся солей стоит прочерк. Однако прочерк может стоять по другим причинам: вещество не изучено, разлагается в ходе окислительно-восстановительной реакции, и т.п. Некоторые прочерки в таблице растворимости вызывают удивление. Так. сульфид бария хорошо известен и растворим (как и сульфиды других щелочноземельных металлов). Гидролиз этих солей протекает только по аниону.

Поизменению её энергии Гиббса.

Энтальпия образования реагента.

Химическое равновесие.

При изменении общего давления.

Если на равновесную систему оказываются внешние воздействия, то в ней пойдут процессы, понижающие это воздействие.

Влияние давления: рост давления смещает равновесие в сторону меньшего числа молей, т.е. в сторону падения давления. Уменьшение давления смещает равновесие в сторону увеличения числа молей (учитываются только моли газов).

Химическое равновесие.

Сильные и слабые электролиты.

Сильные электролиты при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы независимо от их концентрации в растворе.

Поэтому в уравнениях диссоциации сильных электролитов ставят знак равенства (=).

К сильным электролитам относятся:

- растворимые соли;

- многие неорганические кислоты: HNO₃, H₂SO₄, HCl, HBr, HI;

- основания, образованные щелочными металлами (LiOH, NaOH, KOH и т.д.) и щелочно-земельными металлами (Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂).

Слабые электролиты в водных растворах лишь частично (обратимо) диссоциируют на ионы.

Поэтому в уравнениях диссоциации слабых электролитов ставят знак обратимости (⇄).

К слабым электролитам относятся:

- почти все органические кислоты и вода;

- некоторые неорганические кислоты: H₂S, H₃PO₄, H₂CO₃, HNO₂, H₂SiO₃ и др.;

- нерастворимые гидроксиды металлов: Mg(OH)₂, Fe(OH)₂, Zn(OH)₂ и др.

Для сильных электролитов в водном растворе по определению α = 1: диссоциация таких электролитов протекает необратимо (до конца), и степень превращения растворенного вещества в ионы полная.
Для слабых электролитов степень диссоциации (отношение молярной концентрации продиссоциировавшего вещества c_д к общей концентрации вещества c_B в растворе):

α = c_д / c_B

всегдаменьше единицы, но больше нуля (0 < α < 1).

Произведение растворимости.

РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
Сильные и слабые электролиты. Степень и константа электролитической диссоциации.Вещества, которые в растворе (или расплаве) состоят полностью или частично из ионов, называются электролитами.Гипотезу электролитической диссоциации разработал Аррениус в 1887 году. Согласно этой гипотезе молекулы солей, кислот и оснований при растворении их в воде претерпевают диссоциацию на соответствующие ионы. Это дало возможность объяснить многие особенности в химических свойствах растворов электролитов (реакции гидролиза, значение концентрации водородных ионов и т.д.) Вытекающие из этой гипотезы количественные соотношения между различными свойствами растворов (электропроводностью, t˚ замерзания, кипения и др.) – оказались в согласии с опытными данными. Это способствовало правильности гипотезы Аррениуса. Однако, в гипотезе Аррениуса раствор электролита рассматривался как механическая смесь из молекул растворителя и ионов и молекул электролита. А взаимодействие между ними оставалась без изменений.Большое значение в формировании правильного представления о взаимодействии между частицами в растворах электролитов имели работы Каблукова и Нернста.Основываясь на труды Менделеева, который писал, что ионы могут вступать во взаимодействие с водой, образуя гидраты, он в 1891 году (Каблуков) утверждал, что вода, разлагая частицы растворенного тела, входит с ионами в непрочные соединения.Явление электролитической диссоциации наблюдается не только в водных растворах, но и в других растворителях, обладающих высокой диэлектрической проницаемостью.(в том числе и в органических) Неводные растворы изучали К.П. Мищенко, Крестова Т.А., Кесслер Ю.М. и др.). Мы будем изучать с вами водные растворы электролитов в связи с более широким их практическим использованиемРассмотрим причины электролитической диссоциации:Например, NaCl состоит из ионов Na⁺ и Cl^– в любом состоянии:

и в кристаллическом, и в водном, и в паре. Переход ионов в раствор происходит в результате взаимодействия их с молекулами растворителя, в результате образования связей между ионом и молекулами растворителя (сольватация ионов) и, в частности, молекулами воды (гидратация ионов).Работа разъединения ионов при растворении производится главным образом за счет их сольватации (сопровождающейся уменьшением энергии Гиббса системы). Сильному ослаблению могут подвергаться только сильно полярные связи.По способности к диссоциации электролиты разделяются на сильные и слабые. К сильнымпринадлежат сильные кислоты, сильные основания и большая часть солей. Сюда относятся соли, образованные сильным основанием или сильной кислотой, но большей частью и соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой.Большинство сильных электролитов кристаллизуется в кристаллах с ионной решеткой, и такие вещества и называют сильными электролитами.

Произведение растворимости (ПР, K_sp) — произведение концентраций ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при постоянной температуре и давлении. Произведение растворимости — величина постоянная.При постоянной температуре в насыщенных водных растворах малорастворимых электролитов устанавливается равновесие между твердым веществом и ионами, образующими это вещество. Например, в случае для CaCO₃ это равновесие можно записать в виде:

Константа этого равновесия рассчитывается по уравнению:

В приближении идеального раствора с учётом того, что активность чистого компонента равна единице, уравнение упрощается до выражения:

Константа равновесия такого процесса называется произведением растворимости.В общем виде, произведение растворимости для вещества с формулой A_mB_n, которое диссоциирует на m катионов Aⁿ⁺ и n анионов B^m-, рассчитывается по уравнению:

Где:

[Aⁿ⁺] и [B^m-] — равновесные молярные концентрации

ионов, образующихся при электролитической диссоциации.
Из произведений растворимости можно рассчитать концентрации катионов и анионов в растворе малорастворимого электролита. Значения произведений растворимости приведены в справочниках.

Химическая кинетика.

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих
веществ. Молекулярность и порядок реакции. Лимитирующая стадия реакции.

Химическая кинетика – раздел химии, изучающий скорость химических реакций. Скорость химических реакций зависит от многих факторов, основные из которых - концентрация (давление) реагентов, температура и действие катализатора. Эти же факторы определяют и достижение равновесия в реагирующей системе

Зависимость скорости реакции от концентрации. Все химические реакции можно разделить на гомогенные и гетерогенные. К гомогеннымреакциям относятся реакции, протекающие между веществами, находящимися в одном агрегатном состоянии, если между ними отсутствуют поверхности раздела. К гомогенным реакциям относятся реакции между газами, неограниченно смешивающимися жидкостями и жидкими растворами. Гомогенные реакции протекают в объеме, т.е. имеются наиболее благоприятные условия для контакта молекул реагирующих веществ.

Число молекул реагентов, участвующих в элементарном акте химического превращения, называется молекулярностью реакции.

Термин "молекулярность" используют исключительно для характеристики элементарных реакций, происходящих в одну стадию. Если реакция сложная, то установление молекулярности необходимо для каждой элементарной стадии.

В мономолекулярной реакции участвуют одна молекула реагента.

Порядок реакции равен сумме показателей степеней концентрации в экспериментальном выражении скорости химической реакции. Так, для сложной реакции mA + nB®pC + qD экспериментальное выражение скорости реакции имеет вид:

Лимитирующая стадия – стадия, которая определяет общую скорость многостадийного процесса; определяется взаимным расположением стадий и соотношением их скоростей

Химическая кинетика