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 общем виде имеем:
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:
[Ag(NH3)2]Cl – хлорид диамминсеребра(I);
[Cu(NH3)4]SO4 – сульфат тетрамминмеди(II);
K3[Fe(CN)6] – гексацианоферрат(III) калия.
Теория валентных связей предполагает гибридизацию орбиталей центрального атома. Расположение образующихся при этом гибридных орбиталей определяет геометрию комплексов.
Диамагнитный комплексный ион Fe(CN)64-.
Цианид-ион – донор
Ион железа Fe2+ – акцептор – имеет формулу 3d64s04p0. С учетом диамагнитности комплекса (все электроны спарены) и координационного числа (нужны 6 свободных орбиталей) имеем d2sp3-гибридизацию:
Комплекс диамагнитный, низкоспиновый, внутриорбитальный, стабильный (не используются внешние электроны), октаэд-рический (d2sp3-гибридизация).
Парамагнитный комплексный ион FeF63-.
Фторид-ион – донор.
Ион железа Fe3+ – акцептор – имеет формулу 3d54s04p0. С учетом парамагнитности комплекса (электроны распарены) и координационного числа (нужны 6 свободных орбиталей) имеем sp3d2-гибридизацию:
Комплекс парамагнитный, высокоспиновый, внешнеорбитальный, нестабильный (использованы внешние 4d-орбитали), октаэдрический (sp3d2-гибридизация).
Координационные соединения в растворе полностью диссоциируют на ионы внутренней и внешней сфер.
[Ag(NH3)2]NO3 → Ag(NH3)2+ + NO3¯, α = 1.
Ионы внутренней сферы, т. е. комплексные ионы, диссоциируют на ионы металла и лиганды, как слабые электролиты, по ступеням.
где K1, К2, К1_2 называются константами нестойкости и характеризуют диссоциацию комплексов: чем меньше константа нестойкости, тем меньше диссоциирует комплекс, тем он устойчивее.
II. НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
1. Основные классы неорганических соединений
1.1. Оксиды
Оксиды – сложные вещества, состоящие из атомов кислорода в степени окисления -2 и атомов другого элемента.
Номенклатура: Fe2O3 – оксид железа(III), Cl2O – оксид хлора(I).
Несолеобразующие (безразличные) оксиды: CO, SiO, NO, N2O.
Солеобразующие оксиды:
основные – оксиды металлов в степени окисления +1, +2,
амфотерные – оксиды металлов в степени окисления +2, +3, +4,
кислотные – оксиды металлов в степени окисления +5, +6, +7 и
оксиды неметаллов в степени окисления +1 – +7.
Горение простых веществ:
С + O2 = CO2
2Са + O2 = 2СаО
Горение (обжиг) сложных веществ:
CH4 + 2O2 = CO2 + 2Н2O
4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2
Разложение сложных веществ:
CaCO3 →t→ СаО + CO2
2Fe(OH)3 →t→ Fe2O3 + ЗН2O
Основным оксидам (Na2O, CaO, CuO, FeO) соответствуют основания.
СаО + Н2O = Са(OH)2 (растворимы оксиды металлов IA– и IIА-групп, кроме Be, Mg)
CuO + Н2O ≠ (оксиды остальных металлов нерастворимы)
СаО + CO2 = CaCO3
СаО + 2HCl = CaCl2 + Н2O
Кислотным оксидам (CO2, Р2O5, СrO3, Mn2O7) соответствуют кислоты.
SO2 + Н2O = H2SO3 (кислотные оксиды, кроме SiO2, растворимы в воде)
SO2 + СаО = CaSO3
SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + Н2O
Амфотерным оксидам (ZnO, Al2O3, Cr2O3, ВеО, РЬО) соответствуют амфотерные гидроксиды.
ZnO + H2O ≠ (амфотерные оксиды нерастворимы в воде)
ZnO + 2HCl = ZnCl2 + Н2O
ZnO + 2NaOH →t→ Na2ZnO2 + Н2O (при нагревании или сплавлении)
ZnO + 2NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4] (в разбавленном растворе)
1.2. Основания
Основания – сложные вещества, состоящие из атомов металла и гидроксиль-ных групп; основания – электролиты, образующие при диссоциации в качестве анионов только анионы гидроксила.
Номенклатура: Fe(OH)3 – гидроксид железа(III).
– растворимые (щелочи) NaOH, KOH;
– нерастворимые Fe(OH)2, Mg(OH)2;
– амфотерные Zn(OH)2, Al(OH)3, Ве(OH)2, Сr(OH)3;
– однокислотные NaOH, KOH;
– двухкислотные Ва(OH)2, Zn(OH)2;
– трехкислотные Al(OH)3, Сr(OH)3.
Получение щелочей:
2Na + 2Н2O = 2NaOH + Н2
Na2O + Н2O = 2NaOH
Получение нерастворимых и амфотер-ных оснований:
FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2↓ + Na2SO4
AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3↓ + 3NaCl
NaOH → Na+ + OH¯ (α = 1, фенолфталеин – красный)
NaOH + HCl = NaCl + H2O (реакция нейтрализации)
2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O
2NaOH + Zn(OH)2 = Na2[Zn(OH)4]
2NaOH + Al2O3 →t→ 2NaAlO2 + H2O
2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2↓ + Na2SO4
2NaOH + Zn + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2
2NaOH + 2Al + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2
2NaOH + Si + H2O = Na2SiO3 + 2H2
Fe(OH)2 ↔ FeOH+ + OH¯ (α << 1);
FeOH+ ↔ Fe2+ + OH‾ (α << 1)
Fe(OH)2 + H2SO4 = FeSO4 + 2H2O
Fe(OH)2 →t→ FeO + H2O
Al3++ ЗOH¯ + Н2O ↔ Al(OH)3↓ + Н2O ↔ [Al(OH)4]¯ + Н+
Al(OH)3 + ЗHCl = AlCl3 + ЗН2O
Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4]
2Al(OH)3 →t→ Al2O3 + ЗН2O
1.3. Кислоты
Кислоты – сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка; кислоты – электролиты, образующие при диссоциации в качестве катионов только катионы водорода.
Номенклатура кислот и кислотных остатков:
– одноосновные HCl
– двухосновные H2S
– трехосновные Н3PO4
– кислородсодержащие HNO3
– бескислородные HCl
CO2 + Н2O = Н2CO3 (кроме SiO2)
Na2SiO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2SiO3↓
H2 + Cl2 = 2HCl
HCl → H+ + CI¯ (α =1) (лакмус – красный)
CH3COOH ↔ CH3COO¯ + H+ (α << 1)
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2 (металл в ряду напряжений до Н)
Cu + HCl ≠ (не идет, металл в ряду напряжений после Н)
2HCl + CuO = CuCl2 + Н2O
2HCl + Cu(OH)2 = CuCl2 + 2Н2O
2HCl + ZnO = ZnCl2 + Н2O
3HCl + Al(OH)3 = AlCl3 + 3Н2O
2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + H2O + CO2↑ (выделяется газ)
HCl + AgNO3 = AgCl↓ + HNO3 (образуется осадок)
1.4. Соли
Соли – сложные вещества, состоящие из атомов металла и кислотного остатка.
Соли – электролиты, образующие при диссоциации катионы металла или аммония и анионы кислотного остатка.
Na2HPO4 – гидрофосфат натрия
Са(Н2PO4)2 – дигидрофосфат кальция
AlOHSO4 – гидроксид сульфат алюминия
KMgF3 – фторид калия магния
NaCl • NaF – фторид хлорид натрия
NaNH4HPO4 – гидрофосфат аммония натрия
Na2[Zn(OH)4] – тетрагидроксоцинкат натрия
– средние – MgCl2, Na3PO4
– кислые – Na2HPO4, Ca(H2PO4)2
– основные – MgOHCl, (Al(OH)2)2SO4
– смешанные – NaCl • NaF, CaBrCl
– двойные – KMgF3, KAl(SO4)2
– комплексные – Na2[Zn(OH)4], K3[Cr(OH)6]
– кристаллогидраты – CuSO4 • 5H2O
Cu + 2H2SO4конц = CuSO4 + SO2 + 2H2O
Cu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2Ag
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O
CuO + SO3 = CuSO4
Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O
CuCO3 + H2SO4 = CuSO4 + H2O + CO2
CuCl2 + Ag2SO4 = CuSO4 + 2AgCl↓
NaHCO3 → Na+ + HCO3¯ (α = 1)
HCO3¯ ↔ H+ + CO32- (α << 1)
MgOHCl → MgOH+ + CI¯ (α = 1)
MgOH+ ↔ Mg2+ + OH¯ (α << 1)
NaHSO4 → Na+ + Н+ + SO4¯ (α = 1)
CuSO4 + Fe = Cu + FeSO4 (Fe до Cu в ряду напряжений)
Pb + ZnCl2 ≠ (Pb после Zn в ряду напряжений)
CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + Na2SO4 (осадок)
CuSO4 + H2S = CuS↓ + H2SO4 (осадок)
CuSO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + CuCl2 (осадок)
Ca(HCO3)2 →t→ CaCO3↓ + H2O + CO2 (при кипячении воды)
CaCO3 →t→ CaO + CO2 (роме устойчивых карбонатов щелочных металлов)
2NaNO3 →t→ 2NaNO2 + O2 (металл до Mg в ряду напряжений)
2Pb(NO3)2 →t→ 2РbO + 4NO2 + O2 (металл от Mg до Cu в ряду напряжений)
2AgNO3 →t→ 2Ag + 2NO2 + O2 (металл после Cu в ряду напряжений)
NH4Cl →t→ NH3 + HCl (при охлаждении идет в противоположном направлении)
NH4NO3 →t→ N2O + 2Н2O (получение «веселящего» газа)
NH4NO2 →t→ N2 + 2H2O (получение азота в лаборатории)
(NH4)2Cr2O7 →t→ N2 + Cr2O3 + 4Н2O (реакция «вулкан»)
4KClO3 →400 °C→ KCl + 3KClO4
2KClO3 →t, MnO4→ 2KCl + 3O2
2КMnO4 →t→ К2MnO4 + MnO2 + O2
Металл ↔ основный оксид ↔ основание ↔ соль
Неметалл ↔ кислотный оксид ↔ кислота ↔ соль