Водородная связь. Условия образования водородной связи, механизм образования, свойства связи.

Водородная связь (ВС) - это своеобразная химическая связь. Она может быть межмолекулярной и внутримолекулярной.

Межмолекулярная ВС возникает между молекулами, в состав которых входят водород и сильно электроотрицательный элемент - фтор, кислород, азот, реже хлор, сера. Поскольку в такой молекуле общая электронная пара сильно смещена от водорода к атому электроотрицательного элемента, а положительный заряд водо­рода сконцентрирован в малом объеме, то протон взаимодействует с неподеленной электронной парой другого атома или иона, обобществ­ляя ее. В результате образуется вторая, более слабая связь, получив­шая название водородной.

Обычно ВС обозначают точками и этим указывают, что она намного слабее ковалентной связи (примерно в 15-20 раз). Тем не менее она ответственна за ассоциацию молекул.

ВС присутствует в спиртах, карбоновых кислотах, аминах, фенолах, белках и др. соединениях

Механизм образования ВС. ВС имеет частично электростатический, частично донорно-акцепторный характер. При этом донором является электроотрицательный элемент, а акцептором – Н. Н-F…H-F связь в молекуле HF сильно полярная и у Н освобождается орбиталь,.т.е. он превращается в ион +. На эту орбиталь попадают неподеленные электронные пары атомов F соседней молекулы. У F 2S22P5

........

H+: F: H+: F: à H+: F H−: F:, F – донор, Н - акцептор

........

 

Наличием водородных связей объясняется более высокая температура кипения воды (100оС) по сравнению с водородными соединениями элементов подгруппы кислорода (Н2S, Н2Sе, Н2Те). В случае воды надо затратить дополнительную энергию на разрушение водородных связей.

Сильные водородные связи между молекулами воды препятствуют ее плавлению и испарению.

Водородные связи являются причиной и другого уникального свойства воды - при плавлении ее плотность возрастает. В структуре льда каждый атом кислорода связан через атомы водорода с четырьмя другими атомами кислорода - из других молекул воды. В результате образуется очень рыхлая "ажурная" структура. Вот почему лед такой легкий.

При замерзании вода расширяется и занимает больший объем. Плотность льда (0,92 г/мл) - меньше, чем плотность жидкой воды. Поэтому лед плавает на поверхности воды. Если бы у льда была более высокая плотность, по мере замерзания он опускался бы на дно, что сделало бы жизнь в водоемах зимой невозможной.

Внутримолекулярная ВС характерна для многих органических веществ. Это связь, объединяющая части одной и той же молекулы, например, белков. Наиболее важный пример, где присутствует внутримолекулярная ВС – молекула ДНК – нити двойной спирали связаны между собой водородной внутримолекулярной связью.

 

13. Окислительно-восстановительные реакции: определение ОВР, типы ОВР. Характеристика окислителей и восстановителей. Метод электронного баланса. Метод ионно-электронного баланса. Биологическое значение ОВР.

Все химические реакции можно разделить на два типа.

1 - реакции, протекающие без изменения степени окисления атомов, входящих в состав

реагирующих веществ.

2 - ОВР реакции, т.е, реакции, идущие с изменением степени окисления атомов в молекуле.

(про степень окисления – вопрос 9)

Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными.

Сущности процессов окисления и восстановления:

1. Окислением называется процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом.

Например:

Al – 3e- = Al3+ Fe2+ - e- = Fe3+

H2 – 2e- = 2H+ 2Cl- - 2e- = Cl2

При окислении степень окисления повышается.

2. Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом.

Например:

S + 2е- = S2- Сl2 + 2е- = 2Сl- Fe3+ + e- = Fe2+

При восстановлении степень окисления понижается.

3. Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны называются восстановителями. Во время реакции они окисляются. Ато­мы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, называются окислителями. Во время реакции они восстанавливаются. Так как атомы, молекулы и ионы входят в состав определенных ве­ществ, то и эти вещества соответственно называются восстановителями или окислителями. Окислительными свойствами обладают вещества, которые содержат в своем составе атомы, находящиеся в высшей степени окисления (они способны её только понижать), а также вещества, содержащие атомы в промежуточной с.о., или простые вещества – неметаллы. Восстановительными свойствами обладают вещества, которые содержат в своём составе атомы, находящиеся в низшей с.о., а также атомы в промежуточной с.о., или простые вещества – металлы и неметалы.

4. Окисление всегда сопровождается восстановлением, и наоборот, восстановление всегда связано с окислением, что можно выразить уравнениями:

Восстановитель – е- Окислитель

Окислитель + е- Восстановитель

 

Поэтому окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов - окисления и восстановле­ния.

Число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем.

При этом, независимо от того, переходят ли электроны с одного атома на другой полностью или же лишь частично оттягиваются к одному из атомов, условно говорят только об отдаче и присоединении электронов.

Зная СО соединений, м предсказать – окислительные или восстановительные свойства оно проявит: сера:

+1 -2 +1 +4 -2 +1 +6 -2

Н2S H2SO3 H2SO4 - в 1-м – это ее низшая СО=> в химических реакциях будет восстановителем. 2 – средняя СО, в зависимости от среды и партнера может выступать как в роли окислителя, так и восстановителя. 3 – более S не может повысить свою СО, => будет окислителем в этом соединении.

 

Типы ОВР:

1 – Межмолекулярные ОВР- такие ОВР, в которых меняют СО атомы, находящиеся в разных веществах: 0 +2 -2 +4 -2 0

C +CuO à CO2+Cu

 

2 – Внутримолекулярные ОВР - в которых меняют СО атомы разных элементов, находящиеся в одном веществе: +1 +5 -2 +1 -1 0

KClO3 àKCl+O2

3 – Реакции диспропорционирования - такие ОВР, в которых атом одного и того же элемента дважды меняет СО: 0 +1 -2 +1 -1 +1 +1 -2

Cl2+H2O à HCl+HClO

Они возможны только в том случае, если вещество находится в промежуточной СО.

Среди простых веществ окислительные свойства характерны для типичных неметаллов (F₂, Cl₂, Br₂, I₂, O₂, O₃). Галогены, выступая в качестве окислителей, приобретают степень окисления –1, причем от фтора к иоду окислительные свойства ослабевают. Кислород, восстанавливаясь, приобретает степень окисления –2 (H₂O или OH^–).

Сложные вещества, используемые в качестве окислителей, очень часто, содержат элементы в высшей степени окисления. Например:

+7 +6 +5 +7

KMnO4 K2Cr2O7 HNO3 KClO4

Среди кислородсодержащих кислот и их солей к наиболее важным окислителям относятся концентрированная серная кислота, азотная кислота и нитраты, перманганаты MnO₄^–, хроматы CrO₄^2– и дихроматы Cr₂O₇^2–, кислородсодержащие кислоты галогенов (например, HClO) и их соли (например, KClO₃).

Хроматы и дихроматы, выступая в роли окислителей, в кислой среде восстанавливаются с образованием ионов Cr³⁺. Поскольку в кислой среде равновесие

2CrO₄^2– + 2H⁺ Cr₂O₇^2– + H₂O

смещено вправо, то окислителем служит ион Cr₂O₇^2–. Например:

K₂Cr₂O₇ + Na₂SO₃ + 4H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + Na₂SO₄ + 7H₂O

Концентрированная серная кислота проявляет окислительные свойства за счет серы в высшей степени окисления +6. Продуктами восстановления серы могут быть: SO₂ (степень окисления серы +4), сера – простое вещество (степень окисления серы 0), сероводород (степень окисления серы –2).

Азотная кислота проявляет окислительные свойства за счет азота в высшей степени окисления +5, причем окислительная способность HNO₃ усиливается с ростом ее концентрации. Состав продуктов восстановления азотной кислоты зависит от активности восстановителя, концентрации кислоты и температуры системы; чем активнее восстановитель и ниже концентрация кислоты, тем глубже происходит восстановление азота.

Кислородсодержащие кислоты галогенов (например, HClO, HClO₃, HBrO₃) и их соли, действуя в качестве окислителей, обычно восстанавливаются до степени окисления галогена –1 (в случае хлора и брома) и 0 (в случае иода).

Водород в степени окисления +1 выступает как окислитель преимущественно в растворах кислот (как правило, при взаимодействии с металлами, расположенными в ряду напряжений до водорода):

Zn + H₂SO₄ (разб.) = ZnSO₄ + H₂­

При взаимодействии с сильными восстановителями в качестве окислителя может проявлять себя и водород, входящий в состав воды:

2H₂O + 2Na = 2NaOH + H₂­

H₂O + NaH = NaOH + H₂­

Ионы металлов, находящихся в высшей степени окисления (например, Fe³⁺, Hg²⁺, Cu²⁺), выполняя функцию окислителей, превращаются в ионы с более низкой степенью окисления:

2FeCl₃ + H₂S = 2FeCl₂ + S + 2HCl

2HgCl₂ + SnCl₂ = Hg₂Cl₂ + SnCl₄.

Среди простых веществ к типичным восстановителям принадлежат активные металлы (щелочные и щелочноземельные, алюминий, цинк, железо и др.), а также некоторые неметаллы, такие как водород, углерод (в виде угля или кокса), фосфор, кремний. При этом в кислой среде металлы окисляются до положительно заряженных ионов. В щелочной среде металлы, которые образуют амфотерные гидроксиды (например, цинк, алюминий, олово), входят в состав анионов гидроксокомплексов. Углерод чаще всего окисляется до монооксида или диоксида; фосфор, при действии сильных окислителей, окисляется до ортофосфорной кислоты.

В бескислородных кислотах (HCl, HBr, HI, H₂S) и их солях носителями восстановительной функции являются анионы, которые, окисляясь, обычно образуют простые вещества. В ряду галогенид-ионов восстановительные свойства усиливаются от Cl^– к I^–.

Гидриды щелочных и щелочноземельных металлов, содержащие ион H^–, проявляют восстановительные свойства, легко окисляясь до свободного водорода:

CaH₂ + 2H₂O = Ca(OH)₂ + 2H₂­

Металлы в промежуточной степени окисления (ионы Sn²⁺, Fe²⁺, Cu⁺, Hg₂²⁺ и др.), взаимодействуя с окислителями, способны повышать свою степень окисления:

SnCl₂ + Cl₂ = SnCl₄

10FeSO₄ +2KMnO₄ + 8H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 8H₂O.

Окислительно-восстановительная двойственность XE " Окислительно-восстановительная двойственность " – способность одного и того же вещества, в зависимости от реагентов и от условий проведения реакции, выступать как в роли окислителя, так и в роли восстановителя. В таких веществах содержится элемент в промежуточной степени окисления.

Окислительно-восстановительная двойственность характерна для простых веществ – неметаллов. Например, фосфор по отношению к металлам выступает в роли окислителя:

6e–

0 0 +2 –3 0

3P + 2Ca = Ca3P2 (P – окислитель)

В то же время фосфор выступает в роли восстановителя по отношению к фтору, кислороду или хлору. Например:

20e–

0 0 +5 –2 0

4P + 5O2 = 2P2O5 (P – восстановитель)

Другой пример. Азотная кислота за счет азота в высшей степени окисления +5 может выступать только в роли окислителя. В аммиаке азот в низшей степени окисления –3, и, поэтому, за счет азота аммиак может выступать только в роли восстановителя. А в азотистой кислоте HNO₂ азот находится в промежуточной степени окисления +3. Азотистая кислота окисляется кислородом, и в этом случае азот – восстановитель:

 

+3 0 +5 –2 +3

2HNO2 + O2 = 2HNO3 (N – восстановитель)

Но в реакции с сильным восстановителем, например, с иодоводородной кислотой, азотистая кислота – окислитель:

+3 -1 0 +2 +3

2HNO2 + 2HI = I2 + 2NO­ + 2H2O (N – окислитель).

 

Для составления уравнений реакций (подбора коэффициентов) используют 2 способа:

1) Метод электронного баланса применяется при подборе коэф-ов в ОВР,

протекающих при сплавлении или термическом разложении веществ, при обжиге, при взаимодействии металла с практически безводными кислотами. В этом методе составляют вспомогательные электронные уравнения.

Пример: Составление уравнения реакции взаимодействия сероводорода с подкисленным раствором перманганата калия.

Напишем схему реакции - формулы исходных и полученных веществ:

Н2S + КМnO4 + Н2SО4 → S + МnSО4 + К2SO4 + Н2О

Затем покажем изменение степеней окисления атомов до и после реакции:

Изменяются степени окисления у атомов серы и марганца (Н2S - восстанови­тель, КМnО4 - окислитель). Составляем электронные уравнения, т.е. изображаем процессы отдачи и присоединения электронов:

И наконец, находим коэффициенты при окислителе и восстановителе, а затем при других реагирующих веществах. Из электронных уравнений видно, что надо взять 5 моль Н2S и 2 моль КМnО4, тогда получим 5 моль атомов S и 2 моль МnSО4. Кроме того, из сопоставления атомов в левой и правой частях уравнения, найдем, что образуется также 1 моль К2SО4 и 8 моль воды. Окончательное уравнение реакции будет иметь вид

5Н2S + 2КМnО4 + ЗН2SО4 = 5S + 2МnSО4 + К2SО4 + 8Н2О

Правильность написания уравнения подтверждается подсчетом атомов одного элемента, например кислорода; в левой части их 2*4 + 3*4 = 20 и в правой части 2*4 + 4 + 8 = 20.

Переписываем уравнение в ионной форме:

5Н2S + 2MnO4- + 6H+ = 5S + 2Мn2+ + 8Н2О

Известно, что правильно написанное уравнение реакции является выражением закона сохранения массы веществ. Поэтому число одних и тех же атомов в исходных веществах и продуктах реакции должно быть одинаковым. Должны сохраняться и заряды. Сумма зарядов исходных веществ всегда должна быть равна сумме зарядов продуктов реакции.

 

2) Метод ионно-электронного баланса (метод полуреакций) – используют при

нахождении коэф-в в ОВР, происходящих в водных растворах, причем это м.б. кислые или щелочные, или растворы, близкие к нейтральным. В этом методе составляют вспомогательные ионно-электронные уравнения. Следует различать методику уравнивания в кислой и щелочной среде. Атомы элементов, изменяющие свою СО, записывают в форме тех частиц, которые реально присутствуют в водных растворах.

1 – правило уравнивания в кислой среде

В ту часть полуреакции, где не хватает кислорода, ставим столько молекул воды, сколько не хватает О, а в другую часть полуреакции – соответствующее число протонов Н.

KMnO4+KNO2+H2SO4 à т.к. H2SO4, => среда кислая (среду не берем, берем соли (KMnO4, KNO2), они диссоциируют)

KMnO4 K+ + MnO4− т.о. берем этот анион: справа + 4 молекулы воды, тогда слева 8 молекул Н

- + +2 0

MnO4 + 8H + 5e− à Mn + 4 H2O | 2

--------------- -------------------

+7 +2 значит, + 5e−

- 0 - +

NO2 + H2O - 2e− à NO3 + 2H здесь слева не хватает О, значит слева + 1молекула воды, тогда справа 2Н

--------------- -------------- | 5

-1 +1 значит, - 2e−

Складываем обе части уравнений с коэф-ми:

- + - 0 +2 0 - +

2MnO4 + 16H + 5NO2 + 5H2O à 2Mn + 8 H2O + 5NO3 + 10H

Сокращаем подобные:

- + - +2 0 -

2MnO4 + 6H + 5NO2 + à 2Mn + 3H2O + 5NO3

Теперь пишем молекулярную с этими кэф-ми, т.к. 6H – в кислоте, => H2SO4 с коф-м 3

2KMnO4 + 5KNO2 + 3H2SO4 à 2Mn SO4 + 3H2O + 5К NO3, (т.к. не хватает 2К и 1 SO4, то еще соль:) + К2SO4

2 – правило уравнивания в щелочной среде

В ту часть полуреакции, где не хватает кислорода, ставим удвоенное произведение ОН группы, т.е. 2ОН, а в другую часть полуреакции – соответствующее число молекул Н2О. Пример:

NaNO3 + MnO2 + NaOH à

- -

NO3 à NO2 справа добавляем 2ОН, тогда слева H2O

- 0 - -

NO3 + H2O + 2е− à NO2 + 2ОН

--------------- -------------- | 1

-1 -3 значит, + 2e−

0 - -2 0

MnO2 + 4ОН - 2е− à MnO4 + 2H2O

--------------- -------------- | 1

-4 -2 значит, - 2e−

Складываем обе части уравнений с коэф-ми (в этом случае коэф-т =1):

- 0 0 - - - -2 0

NO3 + H2O + MnO2 + 4ОН à NO2 + 2ОН + MnO4 + 2H2O

Сокращаем подобные:

- 0 - - -2 0

NO3 + MnO2 + 2ОН à NO2 + MnO4 + H2O

Теперь пишем молекулярную форму с этими кэф-ми

NaNO3 + MnO2 + 2NaOH à NaNO2 + Na2MnO4 + H2O

Биологическая роль ОВР. Многие процессы жизнедеятельности организма в основе своей являются ОВР – процессы окисления питательных веществ, дыхание, усвоение СО2 растениями и т.п. Перенос электронов с субстрата (восстановитель) на кислород (окислитель) непрерывно осуществляется в тканях и представляет собой цепь ОВР. ОВР распространены в природе и технике, к ним относятся процессы окисления металлов (ржавление), восстановление их из руд, в т.ч. электрохимическими способами. Связывание атмосферного азота, производство различных химических препаратов (лекарств, красителей и т.п.)

 

Комплексные соединения. Координационная теория А.Вернера. Определение и строение КС. Номенклатура, классификация КС. Диссоциация КС. Константа нестойкости. Применение КС и их биологическая роль.

Наиболее полно и удачно свойства и строние КС объясняет координационная теория, предложенная в 1893 г. А. Вернером.

КС – это вещества, молекулы которых состоят из центрального атома (иона), непосредственно связанного с определенным числом других молекул (или ионов), называемых лигандами.

В настоящее время суть теории Вернера м свести к следующим положениям:

1) Центральное место в КС занимает «+» ион металла, называемый комплексообразователем (центральный атом).

2) Ион-комплексообразователь координирует вокруг себя определенное количество нейтральных молекул или ионов с противоположным знаком, называемых лигандами.

3) Число лигандов, координирующихся вокруг иона-комплексообр-ля, называется координационным числом

4) Ион-комплексообразователь и лиганды образуют внутреннюю сферу КС, остальные частицы составляют внешнюю сферу, границы внутренней сферы обозначают квадратными скобками.

Напр., в комплексной соли K₂[PtCl₆] ион платины является комплексообразователем, ионы хлора — лигандами, координационное число - 6, - это все – внутренняя сфера, во внешней координационной сфере находятся ионы калия.

Лиганды характеризуются дентатностью. Дентатность – способность лигандов к образованию координационной связи. Дентатность – число связей, посредством которых лиганд связан с центральным атомом. Многие лиганды соединяются с комплексообразователем одной сигма-связью. Их называют монодентатными. К ним относятся одноатомные анионы: Сl^-, Br^-, I^-; многоатомные анионы: СN^-,SCN ^-, NO₂^-; нейтральные молекулы: Н₂О, NH₃. Лиганды, соединяющиеся с комплексообразователем двумя связями называют бидентатными: С₂О₄^2-, SO₄^2-. Бывают три, тетра и т.д. дентатные. Комплексы, образованные полидентатными лигандами называются хелатами (циклические) – «хилос» - клешня.

Наиболее прочные комплексы образуют d- элементы. Для жизнедеятельности человека особенно важны КС Mn, Fe, Co, Cu, Zn, Mo. Амфотерные р- элементы: Аl, Sn также образуют различные комплексы. Биогенные s- элементы (Na, K, Ca, Mg) могут образовывать непрочные КС только с лигандами определённой структуры.

 

Номенклатура КС:

В настоящее время принципы наименования КС утверждены комиссией по номенклатуре, которая предлагает основные правила:

1) называя КС, перечисляют составные части его эмпирической формулы справа налево, причем вся внутренняя сфера пишется одним словом

2) в названии аниона употребляется корень латинского наименования комплексообр-ля, а в названии катиона – его русское наименование в родительном падеже

3) названия лигандов- анионов заканчивается соединительной гласной «о», при этом для одноэлементных анионов соединительная гласная «о» добавляется к корню названия элемента, (Cl – хлоро), для многоэлементных анионов «о» присоединяется к традиционным названиям (CN^- – циано, SO4^2- – сульфато)

названия молекул, являющихся лигандами, остаются без изменения (H2O – аква, CO – карбонил, NO – нитрозил, NH3 – аммин, N2Н4 – гидразин, РН₃ - фосфин), некоторые специфические названия лигандов, являющихся анионами: (C2O4 (2-) - оксалато, PО4 (3-) - фосфато, OH^- – гидроксо, H^- – гидридо, CO3 (2-) – карбонато, SCN – родано (тиоцианато), S (2-) – тио, НS^{- -} гидротио)

4) названия соединений с комплексным анионом заканчиваются суффиксом -ат

5) Число лигандов обозначается с помощью греческих числителей (ди, три, тетра, пента, гекса, гепта и т.д.)

6) Названия нейтральных КС заканчиваются именительным падежом.

Примеры:

4+ 0 - 2+ - + 4+ - - 2-

[Pt(NH3)4Cl2]Cl2 - хлорид дихлоротетраамминплатины (IV), (NH4)2[Pt(OH)2Cl4] – тетрахлородигидроксоплатинат (IV) аммония

 

Классификация КС.

1) по принадлежности к определённому классу соединений различают:

а) комплексные кислоты + 2-

H2[SiF6] – гексафторосиликат (IV) водорода (или гексафторокремниевая кислота)

б) комплексные основания + 0 + -

[Ag(NH3)2]OH – гидроксид диамминсеребра (I)

в) комплексные соли + 2+ - 2-

K2[HgJ4] – тетрайодогидраргират (II) калия

2) по природе лиганда различают:

а) аквакомплексы [Co(H2O)6]SO4 - сульфат гексааквакобальта (II)

б) цианидные комплексы K4[Fe(CN)6] - гексацианоферрат (II) калия

в) аммиакаты [Cu(NH3)2]Cl - хлорид диамминмеди (I)

г) карбонатные K2[Be(CO3)2] - дикарбонатоберрилиат (II) калия

д) галогенидные K2[PtBr4] - тетрабромоплатинат (II) калия

е) гидроксокомплексы K3[Al(OH)6] - гексагидроксоалюминат (III) калия

ж) ацидокомплексы – галогенидные и др. комплексы, содержащие в качестве лигандов анионы различных кислот или ОН^-

 

3) по знаку заряда комплекса

2+ 0 + -

а) катионные комплексы [Co(NH3)6]Cl2 - хлорид гексаамминкобальта (II)

+ 3+ -

б) анионные комплексы Li[AlH4] - тетрагидридоалюминат (III) лития

2+ 0 - 0

в) нейтральные комплексы [Pb(NH3)2Cl2] дихлородиамминсвинец (II)

 

Химическая связь в КС.

На примере соединения К₂[Сu(ОН)₄] рассмотрим механизм образования химических связей м/у комплексообразователем и лигандами.

Строение электронной оболочки атома меди: …3d¹⁰4s¹, а иона Cu²⁺ - …3d⁹

На внешнем энергетическом уровне иона меди Cu²⁺ имеются свободные орбитали, которые могут быть предоставлены на образование хим. cвязей по донорно-акцепторному механизму. Для образования 4-х таких связей используются 1s и 3р- орбитали четвёртого энергетического уровня иона Cu²⁺

Частицы ОН^- (лиганды) имеют неподелённые электронные пары на атоме кислорода:

..

[:О:Н ]^-

..

 

Одну из этих пар частицы предоставляют в качестве донора для образования связи с медью. Т. обр., между ионами Cu²⁺ и частицами ОН^- образуются 4 связи по донорно-акцепторному механизму:

ОН

/

[ НО – Сu – ОН ]^2-

/

ОН

 

Донорно-акцепторное взаимодействие между центральным атомом и лигандами проявляется во всех КС.

Диссоциация КС.

В водных растворах КС (кроме тех, которые состоят из одной внутренней сферы) диссоциируют практически полностью, т.е. являются сильными электролитами.

K[Ag(CN)2] K+ + [Ag(CN)2]- в результате диссоциации в растворе появляются комплексные ионы (катионы и анионы). В значительно меньшей степени распадаются комплексные ионы.

[Ag(CN)2]^-- Ag+ +2 CN- (*)

Как равновесный процесс, распад компл-го иона м охарактеризовать констатой равновесия, называемой константой нестойкости Кн

Для (*) запишем: ([ ] - конценрация)

[Ag+]. [CN-]

К_н = ------------------, т.о. К _н– отношение произведения концентраций ионов,

[ [Ag(CN)2]- ] возведенные в степени их коэф-в к

концентрации комплексного иона

Величина К_н– важная постоянная, характеризующая устойчивость (нестойкость) комплексов. Чем больше значение К_н, тем менее прочным является комплекс => тем лучше диссоциирует.

Применение КС и их биологическая роль – КС используют в экологических целях для очистки воды от токсичных ионов. Исключительно важную роль играют КС в организме, у растений, например, комплексом магния является хлорофилл, столь необходимый для реакции фотосинтеза. Гемоглобин крови животных – комплекс железа, обеспечивающий связывание и перенос кислорода в организме. Огромное число биологических катализаторов – ферментов, также являются комплексами, содержащими катионы различных металлов, главным образом, микроэлементов.

15. Растворы: определение, природа растворения. Растворимость веществ. Способы выражения концентрации растворов.

Р – гомогенная физико-химическая система перемешанного состава, состоящая из 2-х или более компонентов и продуктов их взаимодействия, например, Р Na2SO4 в воде, компоненты: вода, Na2SO4. продукты взаимодействия – ион Na+ и (SO4)2−.

Компонент, агрегатное состояние которого не меняется при растворении, принято считать растворителем. Если оба компонента до растворения находились в одинаковом агрегатном состоянии, то растворителем считается вещество, содержащееся в большем количестве. Если в состав Р входит вода, то независимо от ее количества она считается растворителем.

Р могут находится в различных агрегатных состояниях: газовые (смесь азота и кислорода), твердые (сплавы металлов), жидкие (водные и неводные – спиртовые, масляные)

Растворимостью называется способность частиц вещества равномерно распределяться среди частиц растворителя. По растворимости в воде все вещества условно делятся на хорошо растворимые (этанол, глюкоза), труднорастворимые (Ca SO4, PbCl2), практически нерастворимые (инертные газы, благородные металлы). Абсолютно нерастворимых веществ нет.

Первой теорией, объясняющей процесс растворения была физическая теория растворов

Аррениуса, с т.з. которой Р рассматривался как механическая смесь, в которой отсутствует какое-либо взаимодействие между растворенным веществом и растворителем. В 1887 году Менделеев предложил химическую теорию растворов, согласно которой между растворенным веществом и растворителем осуществляется химическое взаимодействие с образованием сольватов (гидратов)

Сольваты – продукты переменного состава, которые образуются при химическом взаимодействии частиц растворенного вещества с молекулами растворителя. Если растворителем является вода, то образующиеся сольваты называют гидратами. Иногда эти соединения настолько неустойчивы, что их удается выделить из раствора в кристаллическом состоянии – их называют кристаллогидратами. - Cu SO4 ∙ 5H2O вода, входящая в состав кристаллогидратов, называется кристаллизационной. В настоящее время химическая теория растворов рассматривает Р как физико-химическую систему.

Процесс растворения – самопроизвольный процесс, при котором происходит распределение частиц растворенного вещества среди частиц растворителя, как за счет собственного колебательного движения, так и за счет притяжения частиц со стороны растворителя. Одновременно происходит и обратный процесс перехода растворенных частиц в кристаллы – кристаллизация.

Насыщенный Р – Р, находящийся в равновесии с растворяемым веществом. В НР содержится максимально возможное при данной t –ре количество растворенного вещества.

Ненасыщенный Р – Р, содержащий меньше растворенного вещества, чем в состоянии насыщения.

Перенасыщенный Р – Р, содержащий больше растворенного вещества, чем в состоянии насыщения. Такой Р – термодинамически неустойчивая система и его м получить только в специальных условиях, например при осторожном охлаждении НР.

Растворимость веществ.

Процесс растворения состоит из 2-х стадий. На 1-й происходит разрыв связи между молекулами (атомами или ионами) в растворимом веществе, требующий затрат энергии (эндотермический процесс). На 2-й стадии протекает процесс комплексообразования, т.е. возникают связи между частицами растворенного вещества и растворителя, что сопровождается выделением энергии (экзотермический процесс).

Процесс растворения сопровождается поглощением или выделением тепла. При растворении газов и жидкостей теплота обычно выделятся (например, с выделением теплоты протекает смешение спирта и воды). При растворении в воде твердых веществ теплота может и выделяться(разложение КОН) и поглощаться (растворение NH4NO3)

Растворимость веществ зависит:

1. от природы растворимого вещества и растворителя – правило: подобное растворяется в подобном, т.е. вещества с ионной или ковалентной полярной связью лучше растворимы в полярных растворителях (вода) и плохо растворимы в неполярных (органические вещества)

2. от t –ры – неоднозначна. Если растворимость является эндотермическим процессом (с поглощением), то при повышении т-ры растворимость возрастает, что характерно для большинства твердых веществ. Растворимость газов сопровождается выделением энергии и с повышением т-ры будет уменьшаться.

3 от давления (Р) – существенно не влияет на растворимость жидких и твердых веществ, что связано с незначительным изменением объема в процесс растворения. Растворимость газов сопровождается существенным уменьшением объема и будет возрастать с увеличением Р.

Растворимостью или коэф-ом растворимости называют массу в-ва, способную при данной т-ре максимально раствориться в 100 г растворителя.

Р занимает промежуточное положение между химическими соединениями и механическими смесями. Как и химические процессы, растворение сопровождается тепловыми явлениями, изменениями объма, цвета (например, безводный Cu SO4 – белый порошок, а его водный раствор имеет голубое окрашивание). Как и химическое соединение, Р является гомогенным, но в отличии от химических соединений, Р не подчиняются закону постоянства состава, кроме того, они м.б. разделены на исходные компоненты, т.о. Р – физико-химическая система.

 

Концентрация Р-ов. Способы выражения концентрации растворов.

Состав любого Р м.б. выражен качественно и количественно. При качественной оценке Р используют такие понятия, как разбавленный и концентрированный, но такая оценка весьма условна. Количественный состав Р м выражаться как с помощью безразмерных единиц (в долях или %), так и через размерные единицы – концентрации.

Концентрациями Р-ра называют количество растворенного вещества, содержащегося в определенном количестве раствора или растворителя.

Массовая доля - это отношение массы растворенного вещества к общей массе раствора

m р.в. m р.в.

ω = ---------- (*) - в долях, ω = ---------- ∙ 100% - в процентах

m р-ра m р-ра

молярная к-ция–отношение количества растворенного вещества в молях к объему р-ра:

ν р.в.

См = ----------- [ моль/л ]

V р-ра

Нормальная концентрация - отношение числа молей эквивалента растворенного вещества к объему раствора:

ν э

Сн = ----------- [ моль/л ]

V р-ра

 

 

m р.в. m р.в.

ν р.в. = ---------- ν э = ------------

М Мэ

Эквивалент – такая формульная единица (часть атома, молекулы или иона), которая соединяется с одним атомом Н, замещая его или равноценна ему, измеряется в а.е.м.)

М к-ты

Мэ к-ты = -----------------, (основность определяется по числу атомов Н)

основность

 

М осн-я

Мэ осн-я = -----------------, (кислотность – число ОН групп)

кислотность

 

М соли

Мэ соли = ----------------------------------

Число атомов Ме ∙ заряд Ме

 

М оксидов

Мэ оксидов = --------------------------------------------

Число атомов элемента ∙ заряд элемента

 

Растворимость вещества (S) - масса вещества, которая м.б. растворена при данных условиях в 100 г растворителя с образованием насыщенного раствора

m р.в.

S = ---------- ∙ 100 (здесь 100 – не %, а как бы г)

m р-ля

 

массовая доля безводного вещества в насыщенном растворе связана с его растворимостью соотношением:

S S

ω = ----------, из (*) => m р.в./m р-ра = S / S+100 тогда: m р.в.= ---------- ∙ m р-ра

S + 100 S + 100