Сборник основных формул по химии для ВУЗов
Шрифт:
Для солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой
6.8. Протолитическая теория кислот и оснований
Протолиз – процесс передачи протона.
Протолиты – кислоты и основания, отдающие и принимающие протоны.
Кислота – молекула или ион, способные отдавать протон. Каждой кислоте соответствует сопряженное с нею основание. Сила кислот характеризуется константой кислоты Кк.
Н2CO3 +
Кк = 4 x 10– 7
[Al(Н2O)6]3+ + Н2O <-> [Al(Н2O)5OH]2+ + Н3O+
Кк = 9 x 10– 6
Основание – молекула или ион, способные принимать протон. Каждому основанию соответствует сопряженная с ним кислота. Сила оснований характеризуется константой основания К0.
NH3 x Н2O (Н2O) <-> NH4+ + OH
К0= 1,8 x10– 5
Амфолиты – протолиты, способные к отдаче и к присоединению протона.
HCO3 + H2O <-> Н3O+ + CO32-
HCO3 – кислота.
HCO3 + H2O <-> Н2CO3 + OH
HCO3 – основание.
Для воды: Н2O+ Н2O <-> Н3O+ + OH
K(H2O) = [Н3O+][OH] = 10– 14 и рН = – lg[H3O+].
Константы Кк и К0 для сопряженных кислот и оснований связаны между собой.
НА + Н2O <-> Н3O+ + А,
А + Н2O <-> НА + OH,
Отсюда
7. Константа растворимости. Растворимость
В системе, состоящей из раствора и осадка, идут два процесса – растворение осадка и осаждение. Равенство скоростей этих двух процессов является условием равновесия.
Насыщенный раствор – раствор, который находится в равновесии с осадком.
Закон действия масс в применении к равновесию между осадком и раствором дает:
Поскольку [AgClтв] = const,
К • [AgClтв] = Ks(AgCl) = [Ag+] • [Cl].
В
АmBn(тв.) <-> mA+n + nB– m
Ks(AmBn) = [А+n]m • [В– m]n.
Константа растворимости Ks (или произведение растворимости ПР) – произведение концентраций ионов в насыщенном растворе малорастворимого электролита – есть величина постоянная и зависит лишь от температуры.
Растворимость малорастворимого вещества s может быть выражена в молях на литр. В зависимости от величины s вещества могут быть разделены на малорастворимые – s < 10– 4 моль/л, среднерастворимые – 10– 4 моль/л <= s <= 10– 2 моль/л и хорошо растворимые s >10– 2 моль/л.
Растворимость соединений связана с их произведением растворимости.
В случае AgCl: AgCl <-> Ag+ + Cl
Ks = [Ag+] • [CI]:
а) условие равновесия между осадком и раствором: [Ag+] • [Cl] = Ks.
б) условие осаждения: [Ag+] • [Cl] > Ks; в ходе осаждения концентрации ионов уменьшаются до установления равновесия;
в) условие растворения осадка или существования насыщенного раствора: [Ag+] • [Cl] < Ks; в ходе растворения осадка концентрация ионов увеличивается до установления равновесия.
8. Координационные соединения
Координационные (комплексные) соединения – соединения с донорно-акцеп-торной связью.
Для K3[Fe(CN)6]:
ионы внешней сферы – 3К+,
ион внутренней сферы – [Fe(CN)6]3-,
комплексообразователь – Fe3+,
лиганды – 6CN, их дентатность – 1,
координационное число – 6.
Примеры комплексообразователей: Ag+, Cu2+, Hg2+, Zn2+, Ni2+, Fe3+, Pt4+ и др.
Примеры лигандов: полярные молекулы Н2O, NH3, CO и анионы CN, Cl, OH и др.
Координационные числа: обычно 4 или 6, реже 2, 3 и др.
Номенклатура. Называют сначала анион (в именительном падеже), затем катион (в родительном падеже). Названия некоторых лигандов: NH3 – аммин, Н2O – акво, CN – циано, Cl – хлоро, OH – гидроксо. Названия координационных чисел: 2 – ди, 3 – три, 4 – тетра, 5 – пента, 6 – гекса. Указывают степень окисления комплек-сообразователя: