V БЛОК. Основы термодинамики

1. Термодинамические функции.

a. Энтальпия (H) показывает тепловой эффект который расходуется на изменение внутренней энергии системы и на совершение работы расширения.

♠Q=H2-H1 где Q - кол-во теплоты, а H – энтальпия системы.
Это уравнение дает возможность определять изменение энтальпии при различных процессах. Такие расчеты аналогичны всем расчетам внутренней энергии с той разницей, что все измерения должны проводится в условиях постоянного давления (изобарный процесс)

b. Внутренняя энергия зависит от природы веществ, их агрегатного состояния, от количества вещества.

Изменение внутренней энергии системы ♠U при том или ином процессе можно определять. Пусть к системе проводится теплота, в результате чего она переходит из начального состояния 1 в конечное состояние 2, совершая при этом работу W_1-2 . Значит, подведенная теплота израсходована на изменение внутренней энергии систему и работу против внешних сил:
♠Q_1-2=♠U_1-2+W_1-2 ; где ♠Q_1-2 – количество теплоты; ♠U_1-2 – изменение внутренней энергии; W_1-2 – работа против внешних сил.
Это уравнение выражает закон сохранения энергии, согласно которому изменении внутренней энергии не зависит от проведения процесса, а определяется только начальным и конечным состояниями системы, т.е. являются функцией состояния. Однако какая честь энергии способа проведения процесса: соотношение между работой и теплотой может быть различным.

c. Энтропия (S) – оценивает степень беспорядка в системе, кроме того энтропия это логарифмическое выражение вероятности существования системы.

S=R*lnW –где, R – газовая постоянная, W – вероятность существования системы.

Наименьшую энтропию имеют идеально построенные кристаллы при абсолютном нуле. С повышением температуры энтропия всегда возрастает, так как возрастает интенсивность движения частиц, а следовательно растет число способа их расположения. Возрастает она также при превращении вещества из кристаллического состояния в жидкое, и из жидкого состояния в газообразное.
(Увеличение числа газовых молекул приводит к возрастанию энтропии, уменьшение – к ее понижению).

Энтропия – является функцией состоянии и не зависит от пути перехода, а только от начального и конечного стояния системы.

S⁰₂₉₈ – при стандартных условиях.

S_{реакции} = сумма энтропии продуктов минус сумма исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов:

S_{реакции} = Ṽ ∑S⁰_{продуктов} - Ṽ∑S⁰_{исходных}

d. Энергия Гиббса связана с энтальпией, энтропией и температурой соотношением: G=H-TS

В условиях постоянства температуры и давления реакции протекают самопроизвольно в сторону уменьшения энергии Гиббса.

В химических процессах одновременно действуют два противоположных фактора — энтропийный ( ) и энтальпийный ( ). Суммарный эффект этих противоположных факторов в процессах, протекающих при постоянном давлении и температуре, определяет изменение энергии Гиббса ( ):

Из этого выражения следует, что , то есть некоторое количество теплоты расходуется на увеличение энтропии ( ), эта часть энергии рассеивается в окружающую среду в виде тепла, её часто называют связанной энергией. Другая часть теплоты ( ) может быть использована для совершения работы, поэтому энергию Гиббса часто называют также свободной энергией.

Характер изменения энергии Гиббса позволяет судить о принципиальной возможности осуществления процесса. При процесс может протекать, при процесс протекать не может (иными словами, если энергия Гиббса в исходном состоянии системы больше, чем в конечном, то процесс принципиально может протекать, если наоборот — то не может). Если же , то система находится в состоянии химического равновесия.

2. Энтальпия, как и внутренняя энергия, характеризует энергетическое состоянии вещества, но включает энергию, затрачиваемую на преодоление внешнего давления, т.е. на работу расширения. Подобно внутренней энергии, энтальпия определяется состоянием системы и не зависит от того, каким путем это состояние достигнуто.

Так же подобно внутренней энергии и энтальпии, энтропия зависит только от состояния системы, а так же является функцией состояния. Но, в отличие от этих двух функций, связь изменения энтропии с теплотой зависит от способа проведения процесса – от его скорости.

Энергия Гиббса связана с энтальпией, энтропией и температурой соотношением: G=H-TS

3. Закон Гесса:

Закон Гесса: изменение энтальпии зависит только от вида и состояния кислотных веществ в продуктах реакции и не зависит от пути перехода.

Следствие из закона Гесса:

А) Энтальпия образования и разложения вещества равны по величине, но противоположны по знаку.

♠H_обр<0

♠H_разлож>0

Б) Разность энтальпии реакции идущих из одного исходного состояния к двум разным конечным состояниям, есть энтальпия перехода продукта реакции из одного конечного состояния в другое

2H_2(г)+О_2(г)→2Н₂О_(г) ♠Н₁

2H_2(г)+О_2(г)→2Н₂О_(ж) ♠Н₂

Если сложить реакции то получится переход воды (г) к воде (ж)

2Н₂О_(г)→2Н₂О_(ж)

♠Н_{реакции}=♠Н₁ - ♠Н₂

В) разность энтальпии реакции идущих от двух разных состояний к одному конечному есть энтальпия перехода исходного вещества из одного состояния в другое

Г) энтальпия реакции равна:

· Разности сумм энтальпий образования продуктов исходных реакции с учетом стехиометрических реакций.

аА+bB→cC-♠H

♠H=c*♠H-(a*♠H⁰_A+b*♠H⁰_B)

Q=-♠H

· Разности сумм энтальпий сгорания исходных веществ и продуктов реакции с учетом стехиометрических

· Разности сумм энтальпий (энергетической связи) исходных веществ и продуктов реакции с учетом количества связи
3Н₂+N₂→2NH₂

♠H_{реакции}=3Е_н-н+Е_N≡N-6E_N-N

· Энергия кристаллической решетки это образование ее из свободных атомов и ионов.

· Энергия автомизации – это энергия необходимая для разрыва химических связей.

4. Химическое равновесие. Константа равновесия. Принцип Ле Шателье.

Химическое равновесие называют динамическим равновесием: Наступает момент когда скорость прямой и обратной реакции становится одинаковыми т.е. устанавливается химическое равновесие, однако реакция продолжает идти и в прямом и в обратном направлении.

Количественной характеристикой химического равновесия служит величина, называемая константой равновесия.

H_2(г)+I_2(г)↔2HI_(г)

При равновесии скорости прямой и обратной реакции равны друг другу. При этом в системе устанавливаются постоянные концентрации исходных веществ и продуктов реакции, называемые равновесными концентрациями. Равновесные концентрации веществ в отличие от текущих концентраций (не равновесных) обозначаются с помощью квадратных скобок.

Поскольку скорости прямой и обратной реакции равны, запишем:
k₁([H₂][I₂])=k₂[HI]²

k₁/k₂=[HI]²/([H₂][I₂])

k₁/k₂=K_c

K_c=[HI]²/([H₂][I₂])

Константа равновесия реакции связана со стандартным изменением энергии Гиббса уравнением:
♠G(T)=-RT lnK_c

Принцип Ле Шателье:
Если на систему, находящуюся в равновесии, оказать какое-либо воздействие, то в результате протекающих в ней процессов равновесие сместится в таком направлении, что оказанное воздействие уменьшится.

При введении в систему одного из веществ, участвующих в реакции, равновесие смещается в сторону расхода этого вещества. При повышении давления оно смещается так, что давление в системе снижается; при повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции – температура в системе падает.

Принцип Ле Шателье распространяется не только на химические, но и на физико-химические равновесия. Смещение равновесия при изменении условий таких процессов, как кипение, кристаллизация, растворение, происходит в соответствии с принципом Ле Шателье.

5. Если система находится в состоянии равновесия, то она будет пребывать в нем до тех пор, пока внешние условия сохраняются постоянными. Если же условия изменятся, то система выйдет из равновесия – скорости прямого и обратного процессов изменятся неодинаково – будет протекать реакция. Наибольшее значение какого-либо из веществ, участвующих в равновесии, давления или температуры.

· Нарушение равновесия вследствие изменения концентрации какого-либо из веществ, участвующих в реакции:

Процесс изменения концентраций, вызванный нарушением равновесия, называется смещением или сдвигом равновесия. Если при этом происходит увеличение концентрации веществ, стоящих в правой части уравнения (и, конечно, одновременно уменьшение концентрации веществ, стоящих слева), то говорят, что равновесие смещается вправо, т.е. в направлении течения прямой реакции; при обратном изменении концентраций говорят о смещении равновесия влево – в направление обратной реакции.

Таким образом, При увеличении концентрации какого-либо из веществ, участвующих в равновесии, равновесие смещается в сторону расхода этого вещества, при уменьшении концентраций какого-либо из веществ равновесие смещается в сторону образования этого вещества.

· Нарушение равновесия вследствие изменения давления (путем уменьшения или увеличения объема системы):

При увеличении давления путем сжатия системы равновесие сдвигается в сторону уменьшения числа молекул газов, т.е. в сторону понижения давления, при уменьшении давления равновесие сдвигается в сторону возрастания числа молекул газов, т.е. в сторону увеличения давления.

· Нарушение равновесие вследствие изменения температуры:
При повышении температуры равновесие смещается в направлении эндотермической, а при понижении – в направлении экзотермической реакции

6. Условия самопроизвольного протекания реакций.
В любой самопроизвольной реакции происходит превращение исходных веществ имеющих некоторую величину ♠g в продукты имеющие меньшую его величину, по этому все самопроизвольные процессы характеризуются отрицательным значением ♠g (♠g<0)

♠S(энтропия)	♠H (энтальпия)	♠g
>0	<0	<0 – всегда при всех T
>0	>0	<0 – всегда при T↑
<0	<0	<0 – при всех T↓
<0	>0	- процесс никогда не идет самопроизвольно, ни при каких Т

VI БЛОК – Основы кинетики

1. Скорость химической реакции.

Гомогенные и гетерогенные процессы:

Гомогенная система – это система в которой все компоненты находятся в одном агрегатном состоянии.
Гетерогенная система – все компоненты находятся в разном агрегатном состоянии, и реакции проходят на границе раздела фаз.

В гомогенной системе реакция проходит во всем объеме системы.
Химические реакции отличаются по скорости и механизму протекания.

К реакция с большой скоростью относятся те которые протекают со взрывом или с выделением большого количества тепла, и т.д. (Примером считать реакции нейтрализации)

Очень важно установить связь между скоростью процесса и концентрации реагирующих веществ, таким образом скорость химической реакции выражается изменением концентрации реагирующих веществ или продуктов реакции за единицу времени (больше характерно для гомогенных)
Ѵ=W=± =±
Ѵ=W – скорость химической реакции
c- концентрация молярная
t – время

Скорость реакции не может быть отрицательной величиной и знак минус ставится когда в ходе реакции понижается концентрация реакции.
Ѵ= - =
Скорость химической реакции прямо пропорционально проведению концентрации реагирующих веществ в степенях равных их коэффициентам в уравнении реакции
pV=Ṽ(ню)RT
C=Ṽ/V
à p=(Ṽ/V)RT=CRT

k - const скорости химической реакции. Её химический смысл – это скорость химической реакции при условии что концентрации равны [моль/л]

Вывод: Скорость химической реакции зависит от концентрации реагирующих веществ исходя из закона действующих масс.

2. Скорость реакции зависит от температуры (t°)
При увеличении t° увеличивается подвижность молекул и количество их эффективных столкновений которые приводят к образованию продукта.

Активные молекулы которые образуются с повышением t° легко вступают в химические превращения.

что бы перевести обычные молекулы в состояние активных нужно потратить определенную энергию, эта энергия называется энергией активизации (E_a)

Уравнение Аррениуса:
k=A*e^-Ea/RT
Использовать в случае если энергия больше 200 кДж/моль
Если меньше то можно использовать правило Ванг-Гоффа: Скорость химической реакции увеличивается в 2-4 раза при увеличении t° на каждые 10 градусов

W2/W1=Υ ^(t2-t1)/10
W2/W1=k2/k1=C2/C1=p2/p1=t1/t2
Υ – температурный коэффициент скорости реакции, принимающий значения от 2 до 4

3. Зависимость скорости реакции от катализатора
Катализ – это увеличении или уменьшение скорости химической реакции за счет введения дополнительного вещества, который называется катализатором.
Катализатор бывает «+» и «-»
«+» - увеличивает скорость реакции
«-» - замедляет скорость реакции

катализаторы могут иметь одинаковое агрегатное состояние с исходными веществами, а могут с разными

Исходя из этого катализ бывает гомогенными и гетерогенным.

4.

Равновесие. Константа равновесия. Закон действия масс. Принцип Ле Шателье

Химическое равновесие называют динамическим равновесием: Наступает момент когда скорость прямой и обратной реакции становится одинаковыми т.е. устанавливается химическое равновесие, однако реакция продолжает идти и в прямом и в обратном направлении.

Количественной характеристикой химического равновесия служит величина, называемая константой равновесия.

H_2(г)+I_2(г)↔2HI_(г)

При равновесии скорости прямой и обратной реакции равны друг другу. При этом в системе устанавливаются постоянные концентрации исходных веществ и продуктов реакции, называемые равновесными концентрациями. Равновесные концентрации веществ в отличие от текущих концентраций (не равновесных) обозначаются с помощью квадратных скобок.

Поскольку скорости прямой и обратной реакции равны, запишем:
k₁([H₂][I₂])=k₂[HI]²

k₁/k₂=[HI]²/([H₂][I₂])

k₁/k₂=K_c

K_c=[HI]²/([H₂][I₂])

Константа равновесия реакции связана со стандартным изменением энергии Гиббса уравнением:
♠G(T)=-RT lnK_c

Принцип Ле Шателье:
Если на систему, находящуюся в равновесии, оказать какое-либо воздействие, то в результате протекающих в ней процессов равновесие сместится в таком направлении, что оказанное воздействие уменьшится.

При введении в систему одного из веществ, участвующих в реакции, равновесие смещается в сторону расхода этого вещества. При повышении давления оно смещается так, что давление в системе снижается; при повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции – температура в системе падает.

Принцип Ле Шателье распространяется не только на химические, но и на физико-химические равновесия. Смещение равновесия при изменении условий таких процессов, как кипение, кристаллизация, растворение, происходит в соответствии с принципом Ле Шателье.

VII.Вода.Раствор электролитов и неэлектролитов.

1.ДИАГРАММА СОСТОЯНИЯ ВОДЫ.

2.I и IIЗАКОНЫ РАУЛЯ ДЛЯ НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ.

Первый закон Рауля

Первый закон Рауля связывает давление насыщенного пара над раствором с его составом;

(Р°-Р)/Р°=Хвещества.

Относительное понижение парциального давления пара растворителя над раствором не зависит от природы растворенного вещества и равно его мольной доле в растворе.

Растворы, для которых выполняется закон Рауля, называется идеальными.

Второй закон Рауля

Повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания раствора находятся в зависимости от моляльной концентрации растворенного вещества.

Понижение температуры кипения и повышение температуры замерзания раствора прямо пропорционально моляльной концентрации раствора:

Δt кип=К*Сm

Δtкр=К*Сm

3.ОСМОТИЧЕСКОЕ ДАВЛЕНИЕ

Это термодинамический параметр, характеризующий стремление раствора к понижению концентрации при соприкосновении через полупроницаемую мембрану с чистым растворителем или раствором меньшей концентрациии вследствие направленой диффузии молекул растворителя.

Закон Вант-Гоффа

Осматическое давление разбавленого раствора прямо пропорционально молярной концентрации растворенного вещества:

Росм=См*RT

Растворы содинаковымосматическим давлением называются изотоночными.

у человека осматическое давление равно=7.8*10^5Па.

4.КОЛЛИГАТИВНЫЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ.

Свойства разбавленных растворов определяется только природой растворителя и числом частиц растворенного вещества

ПОНИЖЕНИЕ ДАВЛЕНИЯ ПАРА РАСТВОРИТЕЛЯ

(P°-P)/P=iXвещества

ОСМАТИЧЕСКОЕ ДАВЛЕНИЕ

Росм=i * CRT

i-изотонический коэфициент, поправочный коэффициент Вант-Гоффа

ИЗМЕНЕНИЕ ТЕМПЕРАТУРЫ КИПЕНИЯ И ЗАМЕРЗАНИЯ

Δt=iKCm

ИЗОТОНИЧЕСКИЙ КОЭФИЦИЕНТ

=параметр Вант-Гоффа

он числсленно равен отношению значения некоторого коллигативного свойства расвтораданого вещества и значения того же коллиготивного свойства неэлектролита той же концентрации при неизменных параметрах системы.

отношение общего числа частиц в растворе к числу введеных в него молекул растворенного вещества

i=1+a(v-1)

a-cтепень диссоциации

v-колличество ионов, на котороерасподается молекула электролитов.

5. ДИСОЦИАЦИЯ. СТЕПЕНЬ И КОНСТАНТА ДИССОЦИАЦИИ. ЗАКОН РАЗБАВЛЕНИЯ ОСТВАЛЬДА.

ДИССОЦИАЦИЯ

распад сложных компонентов на состовляющие компоненты и/или элементы.

КОНСТАНТА ДИССОЦИАЦИ

Поскольку электролитическаядисоциация является равновесннымпроцесом, подчиняющимся закону действия масс, то для слабых электролитов этот процесс можно описать с помощью константы диссоциаци

Кд=[А^n+]^m*[B^m-]^n/[AmBn]

для бинарного соединения

Кд=(С°*а^2)/(1-а)

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ

показывает отношение числа молекул распавшихся на ионы, к общему числу раствореных молекул

а=Сдис/Соб

ЗАКОН РАЗБАВЛЕНИЯ ОСТВАЛЬДА

если С/Кд>450, то Кд=С*а^2

6. СВОЙСТВА КИСЛОТ, ОСНОВАНИЙ, СОЛЕЙ С ТОЧКИ ЗРЕНИЯ ТЕОРИИ КЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ.ИОННЫЕ УРАВНЕНИЯ

Кислоты

-чем лучше кислота диссоциирует, т.е. чем больше ее константа диссоциации, тем она сильнее.

Основания

-чем больше константа дисоциации данного основания тем оно сильнее

Соли

-соли хорошо дисоцируют, и тем лучше, чем меньше заряды ионов, образующих соль.

7. ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ

Это произведение активностей ионов.

ПР=Кд*К°

ПР=ах*ау

ау-активность ионов элемента у.

ах-аналогично.

8.ДИССОЦИАЦИЯ ВОДЫ. ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ рН.

диссоциация воды

Кд=1.8*10^-16

ионное произведение воды:Кw=1*10^-14(постоянное произведение активности ионов)

Н2О->Н+и ОН-

ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ рН

рН=-lg[H+]

pH=-lg ah

ah-активности иона Н+

[Н+]=Kw/[OH-]

9.ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

разновидность реакций гидролиза, обусловленого протеканием реакций ионного обмена в растворах(преимущественно,водных)растворимых солей-электролитов.

1.гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания - гидролиз по аниону.

2.гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания - гидролиз по катиону.

3.гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания.равновесие смещенно в сторону продуктов, гидролиз протекает практически полностью, так как оба продукта реакци уходят из зоны реакци в виде осадка или газа.

4.соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу, и раствор нейтрален

СТЕПЕНЬ ГИДРОЛИЗА

h=(Сгидр/Собщ)*100%

это колличественаяхарактеричтика гидролиза

КОНСТАНТА ГИДРОЛИЗА

Кг=концентрация продуктов реакции/равновесные концентраци соли с учетом их стехиометрических коэфициентов

БЛОК.Основы электрохимии.

1.Степень окисления элементов в соединениях.

Степень окисления - значение валентности атома со знаком его электровалентности.

Степенью окисления называется заряд эл-та, вычисленный исходя из предположения, что соединение состоит из ионов.

* В простых вещ-вах ст.окисления эт-та всегда равна нулю.

* Постоянную ст.окисления имеют щелочные эл-ты(+1),бериллий,магний,щелочн.-зем. эл-ты(+2),фтор(-1).Для водорода более хар-но (+1),кислорода(-2)

* Ст.окисления иона эл-та равна заряду иона.

2.Процессы ок-я и восст-я.ОВР.

Реакции в результате которых изменяются степени окисления эл-в наз. окислительно-восстановительными.

ОКИСЛЕНИЕ-процесс отдачи электронов, сопровождающийся повышением ст.окисления

ВОССТАНОВЛЕНИЕ-процесс присоединения электронов, сопровождающийся понижением ст.окисления

Вещ-во в состав которого входит окисляющий элемент наз.восстановителем

Вещ-во содержащее восстанавливающий эл-т-окислителем.

Число электронов отдаваемых атомами восстановителя,равно числу электронов присоединяемых молекулами окислителя.

3.Важнейшие окислители и восстановители.

Металлы восстановители:железо(2),олово(2),хром(2),медь(1),алюминий,магний,натрий,калий,цинк

Соед-я металлов окислителей: аммиачный р-р оксида серебра ,аммиачный р-р сульфата меди(2),хлорид ртути(2),диоксид свинца,хлорид железа(3),перманганат калия,диоксид марганца

неМе восстан-ли :водород,углерод,монооксид углерода

неМе окисл-ли: фтор,кислород,хлор,бром,(соляная,серная,азотная к-ты),пероксид водорода,соли кислот(хлораты,перхлораты)

4.Составление ур-й ОВР методом эл-ион.го баланса(полуреакций).

1.Записываем исходные вещ-ва в ионно-молекулярной форме.

2.Уравниваем при помощи

1.кислая среда- Н+,Н2О

2.щелочная-ОН-,Н2О

3.нейтральная-Н2О(слева),Н или ОН(справа)

4.Уравниваем все элементы.

5. Уравниваем заряды частиц(с помощью отнимания и добавления электронов)

6. Умножаем на коэффициенты все члены уравнений полуреакций и суммируя между собой только правые и только левые их части получаем окончательное ур-е реакции в ионно-молекулярной форме.

7.Сокращаем подобные члены.

8.К полученному уравнению добавляем необходимые ионы в правую и левую части.

5.Электродные потенциалы. Ряд напряжения металлов.

1.Электро́дный потенциа́л — разность электрических потенциалов между электродом и находящимся с ним в контакте электролитом (чаще всего между металлом и раствором электролита).Возникновение электродного потенциала обусловлено переносом заряженных частиц через границу раздела фаз, специфической адсорбцией ионов, а при наличии полярных молекул (в том числе молекул растворителя) — ориентационной адсорбцией их. Величина электродного потенциала в неравновесном состоянии зависит как от природы и состава контактирующих фаз, так и от кинетических закономерностей электродных реакций на границе раздела фаз.Равновесное значение скачка потенциалов на границе раздела электрод/раствор определяется исключительно особенностями электродной реакции и не зависит от природы электрода и адсорбции на нём поверхностно-активных веществ. Эту абсолютную разность потенциалов между точками, находящимися в двух разных фазах, нельзя измерить экспериментально или рассчитать теоретически.

Измерение потенциалов.Практическое значение имеют относительные электродные потенциалы, обычно называемые просто электродные потенциалы, представляющие собой разность электродных потенциалов рассматриваемого электрода и электрода сравнения — чаще всего нормального водородного электрода, электродный потенциал которого условно принимается равным нулю (для водных систем).

Если исследуемый электрод находится в стандартных условиях, когда активности всех ионов, определяющих электродный потенциал, равны 1, а давление газа (для газовых электродов) равно 0,101 МПа, значение электродный потенциал наз. стандартным (обозначение E°).Оно связано со стандартным изменением энергии Гиббса и константой равновесия К_рэлектрохимической реакции уравнением: , где F - число Фарадея; n - число электронов, участвующих в реакции; R - газовая постоянная; Т - абс. температура. Значения E° электрохимических систем по отношению к водородному электроду и протекающие на электродах реакции сведены в специальные таблицы.

2.Электрохимический ряд активности(ряд напряжений, ряд стандартных электродных потенциалов) металлов — последовательность, в которой металлы расположены в порядке увеличения их стандартных электрохимических потенциалов φ⁰, отвечающих полуреакции восстановления катиона металла Meⁿ⁺: Meⁿ⁺ + nē → Me

Li→Rb→K→Ba→Sr→Ca→Na→Mg→Al→Mn→Zn→Cr→Fe→Cd→Co→Ni→Sn→Pb→H→Sb→Bi→Cu→Hg→Ag→Pd→Pt→Au

Ряд напряжений характеризует сравнительную активность металлов в окислительно-восстановительных реакциях в водных растворах.

9 БЛОК

Комплексное соединение – химическое вещество, в состав которого входят комплексные частицы.

Классификация комплексных соединений:

делятся на ионные делятся на молекулярные

Ионные комплексные соединения содержат заряженные комплексные частицы – ионы – и являются кислотами, основаниями или солями. Молекулярные комплексные соединения состоят из незаряженных комплексных частиц (молекул), например: [Fe(CO)5] или [Cr(C6H6)2] – отнесение их к какому-либо основному классу химических веществ затруднительно.

По числу центральных атомов комплексные частицы делятся на одноядерные и многоядерные. Центральные атомы многоядерных комплексных частиц могут быть связаны между собой либо непосредственно, либо через лиганды.

По типу лигандов комплексные частицы делятся на

1) Аквакомплексы, то есть комплексные частицы, в которых в качестве лигандов присутствуют молекулы воды. Более или менее устойчивы катионные аквакомплексы [M(H2O)n]m, анионные аквакомплексы неустойчивы.

2) Гидроксокомплексы, то есть комплексные частицы, в которых в качестве лигандов присутствуют гидроксильные группы, которые до вхождения в состав комплексной частицы были гидроксид-ионами, например: [Zn(OH)4]2, [Cr(OH)6]3, [Pb(OH)3].

3) Ацидокомплексы, то есть комплексные частицы, в которых в качестве лигандов присутствуют кислотные остатки как бескислородных, так и кислородсодержащих кислот (до образования комплексной частицы – анионы, например: Cl, Br, I, CN, S2, NO2, S2O32, CO32, C2O42 и т. п.).

Номенклатуры комплексных соединений

Формула комплексной частицы записывается в квадратных скобках в следующей последовательности: на первом месте ставится символ элемента-комплексообразователя, далее – формулы лигандов, бывших до образования комплекса катионами, затем – формулы лигандов, бывших до образования комплекса нейтральными молекулами, и после них – формулы лигандов, бывших до образования комплекса анионами.

Cl– (хлоро-)

CN– (циано-)

воды – “аква”

K[Fe(NH3)2(CN)4] – тетрацианодиамминферрат (III) калия

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

Na2[PtCl6] – гексахлороплатинат (IV) калия

(NH4)2[Pt(OH)2Cl4] – тетрахлородигидроксоплатинат (IV) аммония

[Pt(NH3)4Cl2]Cl2 – хлорид дихлоротетраамминплатины (IV)

[Ag(NH3)2]Cl – хлорид диамминсеребра (I)

Если комплексное соединение является неэлектролитом, т.е. не содержит ионов во внешней сфере, то степень окисления центрального атома не указывается, т.к. она однозначно определяется из условия электронейтральности комплекса. Например:

[RhI3(NH3)3)] – трииодотриамминродий

[Co(NO2)3(H2O)3] – тринитротриаквакобальт

[Cu(CNS)2(NH3)2] – дироданодиамминмедь.

Если комплексное соединение является неэлектролитом, т.е. не содержит ионов во внешней сфере, то степень окисления центрального атома не указывается, т.к. она однозначно определяется из условия электронейтральности комплекса. Например:

[RhI3(NH3)3)] – трииодотриамминродий

[Co(NO2)3(H2O)3] – тринитротриаквакобальт

[Cu(CNS)2(NH3)2] – дироданодиамминмедь.

Равновесия в растворах комплексных соединений.

Растворам комплексных соединений, относящихся к электролитам, свойственны динамические ионные равновесия, характерные для электролитов.

в водном растворе K^[PtClJ подвергается первичной электролитической диссоциации согласно следующему уравнению:

K2[PtCl4] ^z± 2K+ + [PtCl4]-

Для комплексных ионов характерно наличие в растворах сольвата-ционных равновесий следующего типа:

[PtCl4]""*"+ H2O 5=± [PtCl3(H2O)]"+ СГ [PtCl3(H2O)]"+ H2O +± [PtCI2(H2O)2] + Cl-

Сольватационное равновесие комплекса вызывает в ряде случаев равновесие кислотно-основного-типа. Например:

[PtCl3(H2O)]*" [PtCl3OH]"" + H+ [PtCl2(H2O)2] 5Z± [PtCl2(H2O)OH]"+ H+

Подобно ступенчатой диссоциации электролитов, первые ступени сольватационного равновесия и отвечающего ему кислотно-основного равновесия более резко выражены,^ чем последующие.

Комплексные ионы 6 растворах подвергаются также, но в меньшей степени, вторичной электролитической диссоциации. Вторичную электролитическую диссоциацию комплексов обычно, ради простоты, рассматривают вне связи с сольватационными процессами и изображают в виде общепринятых простых уравнений электролитической диссоциации. Например, [PtCJ4]-"" ионы способна диссоциировать с образованием простых ионов:

[PtCI4] ZiZ± Pt++ + 4Cr