Курс лекций по химии (стр. 8 )

увеличение щелочности

увеличение кислотности

моль/л

 

13

12

11

10

9

8

7

6

5

4

3

2

1

0

рН

 

нейт-

ральная

реакция сильно - слабо - слабо - сильно-

раствора кислая кислая щелочная щелочная

Количественно реакцию среды и рН водных растворов элект­ролитов определяют при помощи индикаторов, т. е. веществ, ме­няющих свою окраску в зависимости от щелочности или кислот­ности среды. Часто с этой целью употребляют лакмус, фенол­фталеин, метилоранж. Изменение окраски различных индикато­ров происходит при вполне определенных для каждого из них значениях рН. Например, окраска метилоранжа от красной до желтой меняется в интервале рН от 3,1 до 4,4. Промежуток между двумя значениями рН, в котором изменяется окраска индикатора, называется интервалом индикатора. Изменение цвета и интервалы индикаторов приведены в табл. 7.3.

Таблица 7.3

Название индикатора	Цвет при значениях рН ниже интервала индикатора	Интервал индикатора	Цвет при значениях рН выше интервала индикатора
Метилоранж	красный	3,1-4,4	желтый
Лакмус	красный	5,0-8,0	синий
Фенолфталеин	бесцветный	8,3-10,5	малиновый

9

Для установления рН среды пользуются универсальным индикатором, составленным из специально подобранных веществ. Точное значение рН растворов измеряют при помощи специальных приборов - рН-метров.

Водородный показатель имеет большое значение в химических и биологических процессах, так как в зависимости от реакции среды эти процессы могут протекать с разными скоростями и в разных направлениях.

7.1.10. Реакции в растворах электролитов и ионные

уравнения

Согласно теории электролитической диссоциации, в водных растворах происходят реакции не между молекулами, а между ионами. Поскольку при взаимодействии ионов требуется незначительное количество энергии, такие реакции протекают с очень большими скоростями.

Для выявления сущности химических реакций уравнения реакции удобнее записывать в ионно-молекулярном виде. Для простоты такие уравнения называют ионными. При их состав­лении следует учитывать, что в этих уравнениях сильные раство­римые электролиты, поскольку они полностью диссоциированы, записывают в виде ионов, а слабые электролиты, малораство­римые и газообразные вещества, записывают в молекулярной форме. Знак ↓, стоящий при формуле вещества, означает, что это вещество уходит из сферы реакции в виде осадка; знак ↑ означает, что вещество удаляется из сферы реакции в виде газа.

В ионном уравнении одинаковые ионы из обеих его частей исключаются, сумма электрических зарядов в левой части уравнения должна быть равна сумме электрических зарядов в правой части уравнения. Например, взаимодействие сульфата натрия (сильный электролит) с хлоридом бария (сильный электролит) приводит к образованию двух веществ - хлорида натрия (сильный электролит) и сульфата бария (недиссоцииро­ванное соединение), выпадающего в осадок

Na2SO4 + BaCl2 = 2NaCl + BaSO4↓.

В ионном виде эта реакция запишется

2Na+ + SO42- + Ba2+ + 2Cl - → 2Na+ + 2Cl - + BaSO4↓.

Исключив ионы, которые находятся в левой и правой части уравнения, получим ионное уравнение данной реакции

Ba2+ + SO42- = BaSO4↓.

Сокращенные ионные уравнения выражают химическую сущность протекающих реакций между ионами (в данном при­мере - между ионами бария и сульфат-ионами). Совокупная запись молекулярного и сокращенного ионного уравнения реакции наглядно отображает химизм реакции. Однако отдельно записанные сокращенные ионные уравнения отображают не одну реакцию, а множество подобных реакций. Так, указанное выше сокращенное ионное уравнение реакции между Na2SO4 и BaCl2 означает, что так реагируют между собой не только сульфат натрия и хлорид бария, но и другой хорошо раствори­мый сульфат любого металла и любое другое сильное соедине­ние бария. Например,

MnSO4 + Ba(NO3)2 = Mn(NO3)2 + BaSO4↓,

ZnSO4 + Ba(CH3COO)2 = Zn(CH3COO)2 + BaSO4↓.

Аналогично записываются ионные реакции с образованием газообразных и малодиссоциирующих веществ:

Na2SO3 + 2HCl = 2NaCl + SO2↑ + H2O,

SO32- + 2H+ = SO2↑ + H2O,

KOH + HCl = KCl + H2O,

OH- + H+ = H2O.

Таким образом, обязательным условием протекания реак­ции обмена между электролитами в растворах является образо­вание малорастворимых, слабодиссоциирующих и газообразных веществ.

7.1.11. Гидролиз солей

Выше мы выяснили, что реакция чистой воды является нейтральной (рН = 7). Водные растворы кислот и оснований имеют, соответственно, кислую (рН < 7) и щелочную (рН > 7) реакцию. Практика, однако, показывает, что не только кислоты и основания, но и соли могут иметь щелочную или кислую реакцию - почему, в чем причина? Оказывается, причиной этого является гидролиз солей.

При растворении многих солей в воде происходит хи­мическое взаимодействие ионов соли с Н+- и ОН--ионами воды, в результате чего образуются слабые электролиты. В растворе в зависимости от природы исходной соли накапливаются либо Н+, либо ОН-. При этом раствор соответственно приобретает кислую или щелочную реакцию. Процесс взаимодействия ионов солей с водой, приводящий к образованию слабого электролита, называется гидролизом.

В зависимости от природы оснований и кислот, образую­щих соли, гидролиз протекает по-разному. Если рассматривать соли как продукты взаимодействия кислот с основаниями, то в зависимости от их силы различают четыре типа солей:

1) соли, образованные сильной кислотой и сильным осно­ванием;

2) соли, образованные слабой кислотой и сильным основа­нием;

3) соли, образованные сильной кислотой и слабым основа­нием;

4) соли, образованные слабой кислотой и слабым основа­нием.

Соли первого типа не подвергаются гидролизу, так как не взаимодействуют с водой с образованием слабых электролитов.

Рассмотрим гидролиз солей, образованных сильным осно­ванием и слабой кислотой. Примером гидролиза такой соли может служить взаимодействие цианистого калия с водой, протекающего по уравнению

KCN + H2O Û HCN + KOH

или в ионной форме

CN- + H2O Û HCN + OH-.

В результате этой реакции в растворе образуется слабодиссоциирующая кислота HCN и накапливаются ионы OH-. Следовательно, гидролиз соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием, ведет к увеличению в растворе концентра­ции ионов OH-. Раствор такой соли обладает щелочными свойст­вами (рН > 7).

При растворении в воде соли, образованной сильной кисло­той и слабым основанием, например, хлорида аммония идет гидролиз, который можно выразить следующим уравнением:

NH4Cl + H2O Û NH4OH + HCl

или ионной форме

NH4+ + H2O Û NH4OH + H+.

В результате этой реакции концентрация ионов H+ в раст­воре становится больше (рН < 7).

Растворы всех солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, имеют кислую реакцию.

При растворении в воде соли, образованной слабым осно­ванием и слабой кислотой, образуются слабодиссоциирующие кислота и основание

CH3COONH4 + H2O Û CH3COOH + NH4OH

или в ионном виде

СH3COO- + NH4+ + H2O Û CH3COOH + NH4OH.

Реакция среды в растворах подобных солей зависит от относительной силы кислоты и основания, среда может быть слабокислой, слабощелочной или нейтральной. Для данной соли среда будет слабощелочной.

Соль, образованная очень слабой кислотой и очень слабым основанием, почти полностью гидролизуется. Например,

Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2S.

Следует иметь в виду, что гидролиз солей многоосновных кислот и многокислотных оснований протекает ступенчато. Так, гидролиз карбоната калия K2CO3 может быть выражен уравне­ниями:

1-ая ступень: CO32- + H2O Û HCO3- + OH-;

2-ая ступень: НCO3- + H2O Û H2CO3 + OH-.

Правда, гидролиз по второй ступени идет очень слабо и им можно пренебречь. Причина в том, что образовавшиеся по первой ступени ионы OH-, смещая равновесие гидролиза по второй ступени влево, подавляют этот процесс.

При гидролизе солей многокислотных оснований обра­зуются основные соли, т. е. гидролиз протекает также главным образом по 1-ой ступени. Например, гидролиз сульфата марган­ца протекает по уравнению

Mn2+ + H2O Û MnOH+ H+

или 2MnSO4 + 2H2O Û (MnOH)2SO4 + H2SO4.

Конечно, при составлении уравнения реакции гидролиза такого типа солей можно записывать уравнения реакций для всех возможных ступеней гидролиза, однако, всякий раз следует помнить, что гидролиз идет главным образом по 1-ой ступени.

Количественно гидролиз соли характеризуется степенью гидролиза h и константой гидролиза Кг.

Степень гидролиза - это отношение числа гидролизованных молекул соли к общему числу молекул соли, находящихся в растворе

h = ,

где с2 - концентрация гидролизованной части соли;

с0 - общая концентрация растворенной соли.

Константа гидролиза есть отношение произведения продук­тов гидролиза к концентрации ионов, подвергшихся гидролизу. Например, СН3СОО - + Н2О Û СН3СООН + ОН-,

Кг = ;

так как концентрация Н2О - величина постоянная, то К·[H2O] = Кг, где Кг - константа гидролиза, тогда

Кг = .

Следовательно, значения Кг тем больше, чем меньше константа диссоциации кислоты или основания, поэтому чем слабее кислота, тем в большей степени подвергаются гидролизу ее соли, чем слабее основание, тем в большей степени подвер­гаются гидролизу образованные им соли.

7.1.12. Современные представления о природе кислот

и оснований

Теория электролитической диссоциации Аррениуса опре­деляет кислоты и основания по характеру их диссоциации в водном растворе.

Кислотой называют электролит, диссоциирующий в раст­ворах с образованием Н+.

Амфолитом (амфотерным гидроксидом) называют электро­лит, диссоциирующий в растворе с образованием как водород - ионов, так и гидроксил-ионов.

К амфолитам относят гидроксиды цинка, алюминия, хрома и других амфотерных элементов, а также аминокислоты, белки, нуклеиновые кислоты.

Представления теории электролитической диссоциации относительно кислот и оснований полностью применимы лишь к водным растворам. Разработано несколько обобщенных теорий кислот и оснований, положения которых могут быть исполь­зованы при изучении реакций, протекающих в неводных средах, без участия растворителя. К важнейшим из них принадлежат протонная теория Бренстеда и Лоури, электронная теория Льюиса.

В 1923 году И. Бренстед и Т. Лоури разработали протонную теорию. Согласно этой теории кислотой называется частица (молекула или ион), отдающая протон, а основанием - частица, принимающая протон. Иначе говоря, кислота - донор протона. В результате отдачи протона она переходит в осно­вание, сопряженное кислоте, например:

СН3СООН Û СН3СОО - + Н+.

кислота сопряженное

основание

Основание - акцептор протона. Вследствие присоединения протона оно переходит в кислоту, сопряженную основанию, например:

ОН - + Н+ Û Н2О.

основание сопряженная

кислота

Сопряженные кислота и основание называются протолита­ми, они образуют протолитическую систему:

кислота (1) + основание (2) Û кислота (2) + основание (1).

Таким образом, основание (1) является сопряженным с кислотой (1), кислота (2) - с основанием (2).

Для пояснения протонной теории рассмотрим несколько примеров (табл.7.4.).

Таблица 7.4

Примеры реакций переноса протона

Кислота (1) Основание (2) Кислота (2) Основание (1)

H3O+ + OH - Û H2O + H2O HCN + OH - Û H2O + CN- HCl + H2O Û H3O+ + Cl- H2SO4 + H2O Û H3O+ + HSO4- HSO4- + H2O Û H3O+ + SO42- H2O + NH3 Û NH4+ + OH- HPO42- + H2O Û H3O+ + PO43- H2O + HPO42- Û H2PO4- + OH- CH3COOH + NH3 Û NH4+ + CH3COO-

Все реакции переноса протона носят общее название прото­лиза. Частицы, которые могут как отдавать, так и принимать протоны, т. е. играть роли кислоты и основания, называются амфолитами.

Возможность двоякого протекания реакции между ионами НРО42- и молекулой воды как раз и связана с тем, что обе указанные частицы являются амфолитами, а реакция переноса протона между двумя одинаковыми частицами называется автопротолизом.

Существуют, однако, реакции, которые по заданному смыс­лу должны относится к кислотно-основным, но на самом деле не подпадают под определение Бренстеда - Лоури. К ним относят­ся, например, взаимодействия:

CaO + SO3 ® CaSO4,

NH3 + BF3 ® NH3BF3.

Для описания реакций подобного типа Г. Льюис предложил новое определение кислот и оснований.

Кислота - акцептор электронных пар. Им может быть атом, ион, молекула с недовершенной электронной конфи­гурацией, которые присоединяют электронные пары для образования ковалентной связи.

Основание - донор электронных пар. Он поставляет электронные пары для образования ковалентной связи.

Примеры реакций кислотно-основного взаимодействия:

кислота основание продукт нейтрализации

HCl + NH3 ® NH4Cl,

Ag+ + 2NH3 ® [Ag(NH3)2]+,

AlCl3 + Cl ® [AlCl4]-.

Электронная теория применима к процессам, протекающим без участия растворителя, а также к тем сольвосистемам, в кото­рых не происходит обмен протонов, к реакциям, протекающим при высоких температурах.

Основные понятия и выводы

1. Растворы - частный случай дисперсных систем.

2. Раствор, в котором растворяемое вещество больше не растворяется, называется насыщенным.

3. Концентрация насыщенного раствора называется раство­римостью. Растворимость твердых веществ измеряется в грам­мах вещества на 100 г растворителя.

4. Растворимость изменяется с изменением температуры. Для одних твердых соединений характерно увеличение раство­римости с повышением температуры, для других, наоборот, уменьшение. Растворимость газов при нагревании уменьшается.

5. Важнейшей характеристикой раствора является его кон­центрация, т. е. содержание в нем растворенного вещества. В хи­мии применяются следующие формы выражения концентрации растворов: массовая доля (процентная концентрация по массе), молярная, нормальная, моляльная и др.

6. Законы Рауля: 1)Отрицательное понижение парциального давления пара растворителя над разбавленным раствором не­электролита равно молярной доле растворенного вещества.

2) Повышение температуры кипения или понижение температу­ры отвердевания разбавленных растворов неэлектролитов про­порциональны числу частиц растворенного вещества и не зави­сят от его природы.

7. Осмос - односторонняя диффузия молекул растворителя через полупроницаемую мембрану.

8. Вещества, проводящие электрический ток в растворах и расплавах, называются электролитами. Непроводящие ток в этих условиях вещества называются неэлектролитами.

9. Распад электролита на ионы называется диссоциацией. В водных растворах могут диссоциировать ионные соединения и молекулы с сильно поляризованными связями.

10. Изотонический коэффициент характеризует увеличение числа частиц в растворе электролита той же концентрации.

11. Ионные реакции характеризуют процесс обмена ионами в растворах электролитов.

12. Направление ионной реакции между электролитами в растворе определяется возможностью образования малодис­социированных, малорастворимых или газообразных продуктов.

13. Водородный показатель рН - количественная характе­ристика кислотных или щелочных свойств растворов.

14. Гидролиз солей - частный случай обратимых ионных реакций.

15. Возможны следующие случаи гидролиза:

1) соль, образования слабым основанием и сильной кисло­той, реакция раствора кислая;

2) соль, образованная сильным основанием и слабой кисло­той, реакция раствора щелочная;

3) соль, образованная слабым основанием и слабой кисло­той, реакция среды зависит от относительной силы кислоты и основания.

Соли, образованные сильными основаниями и сильными кислотами, не содержат ионов, способных связывать водород-ионы или гидроксид-ионы, и практически гидролизу не подвер­гаются.

16. Степень гидролиза соли возрастает с увеличением тем­пературы и с разбавлением раствора.

17. Разработано несколько обобщенных теорий кислот и ос­нований:

1) Протонная теория: кислота - донор протона, основание - акцептор протона;

2) электронная теория: кислота - акцептор электронных пар, основание - донор электронных пар.

Контрольные вопросы и задачи

1. Что называют раствором?

2. Между какими двумя процессами устанавливается равно­весие в насыщенном растворе? Как отличить ненасы­щенный раствор от насыщенного?

3. Какие факторы влияют на растворимость твердых ве­ществ, жидкостей, газов?

4. Назовите способы выражения концентрации растворов.

5. Что играет основную роль в понижении давления насы­щенного пара над раствором?

6. Что называется осмотическим давлением и от чего оно зависит?

7. Что такое криоскопическая константа? Эбуллиоско­пическая константа?

8. В чем заключается сущность теории электролитической диссоциации? Что называется степенью диссоциации электролита?

9. Что показывает коэффициент Вант-Гоффа i? Как определить i экспериментальным путем?

10. Почему одни вещества являются электролитами, а другие нет?

11. Чем различаются понятия "сильный электролит" и "хорошая растворимость"? Приведите примеры.

12. Что называется произведением растворимости вещества?

13. Что называют водородным показателем?

14. Как обнаружить присутствие в растворах водород-ионов, гидроксид-ионов?

15. Составьте уравнения диссоциации на ионы следующих веществ:KNO3, CuSO4, H2SO4, ZnCl2, Ba(OH)2, Al2(SO4)3.

16. Какова молярность и титр 8 - процентного раствора едко­го натра плотностью 1,092?

17. При какой температуре замерзает раствор, содержащий 50 г глюкозы C6H12O6 в 450 г воды?

18. Составьте уравнения ионных реакций образования мало­растворимых веществ: AgCl, BaCO3, PbCl2, CuS, Cr(OH)3.

19. Объясните, какое вещество: NaCl, HCl или NaOH - надо предварительно растворить в воде с тем, чтобы при последующем растворении хлорида алюминия макси­мально избежать гидролиза иона Al3+.

20. Какую реакцию дают растворы солей: Cr2(SO4)3, Al(NO3)3, K2S, K2CO3?

21. Определите рН 0,74 % раствора гидроксида кальция Са(ОН)2, считая диссоциацию полной (ρ= 1 г/мл).

7.2. Комплексные соединения

К комплексным соединениям относятся молекулярные соединения определенного состава, образование которых из более простых молекул не связано с возникновением новых электронных пар, например, CuSO4 + 4NH3 = [Cu(NH3)4]SO4.

Комплексные соединения в растворах диссоциируют на комплексные и простые ионы

К4[Fe(CN)6] Û 4K+ + [Fe(CN)6]4-.

Теорию строения комплексных соединений разработал швейцарский химик А. Вернер. Согласно этой теории в центре молекулы комплекс­ного соединения находится центральный ион - комплексообра­зователь. Эту роль обычно выполняют ионы металлов. Наи­большую склонность к комплексообразованию проявляют ионы d-элементов.

Вблизи комплексообразователя в определенном порядке расположены (координированы) полярные молекулы или ионы другого знака, а иногда и те, и другие вместе; их называют лигандами или аддендами. В качестве лигандов могут высту­пать простые (Cl-, I-, Br-) и сложные (OH-, CO32-, S2O32-, NO2- и т. д.) ионы, нейтральные молекулы как неорганические (H2O, NH3, CO), так и органические (NH2CH2CH2NH2, C2H5NH2).

Комплексообразователь вместе с лигандами составляет внутреннюю сферу комплекса, которую обозначают квадрат­ными скобками. Число лигандов (аддендов), которые координи­руются вокруг центрального иона, называется координационным числом. Наиболее характерные координационные числа: 2, 4, 6.

Ионы, далеко расположенные от комплексообразователя, менее прочно связаны с ним, находятся во внешней сфере комп­лекса. Например, в молекулах [Cu(NH3)4]SO4 и К4[Fe(CN)6] ионы Сu2+ и Fe2+ являются комплексообразователями, молекулы NH3 и ионы CN - - лигандами. Во внешней сфере находится в первом случае ион SO42-, во втором - ион К+. Координационные числа у меди 4, у железа 6. Внутренняя сфера (комплекс) может быть анионом, катионом и не иметь заряда. Таким образом, комплекс­ное соединение (как правило) в узлах кристаллической решетки содержит комплекс, способный к самостоятельному существо­ванию и в растворе.

Механизм образования комплексных соединений, прежде всего взаимодействие между комплексообразователем и лиган­дами, природа связи между ними в современной химии описывается с помощью различных квантово-механических методов. Одним из наиболее удовлетворительных методов опи­сания строения комплексных соединений является метод валент­ных связей (МВС). Согласно методу МВС при образовании комплексов между центральным ионом и лигандами формируют­ся донорно-акцепторные связи с участием неподеленных элект­ронных пар лигандов. Последние являются донорами электро­нов. Центральный ион, будучи акцептором, представляет свои свободные орбитали. Суть донорно-акцепторной связи была рассмотрена выше.

Мерой прочности образовавшихся связей служит степень перекрывания орбиталей. Между ионами внутренней и внешней сферы осуществляется ионная связь.

Заряд комплексного иона равен алгебраической сумме ионов - комплексообразователя и лигандов. Если лигандами яв­ляются электронейтральные молекулы, то заряд комплексного иона равен заряду комплексообразователя.

Говоря о номенклатуре комплексных соединений, нужно отметить, что названия комплексных соединений образуются аналогично названиям обычных солей, т. е. сначала указывается анион в именительном падеже, а затем катион в родительном.

Формулы комплексов читают строго справа налево, соблю­дая указанный в них порядок расположения лигандов.

Названия отрицательно заряженных лигандов состоят из полного названия или корня названия соответствующего аниона и соединительной гласной - о-:

Br - - бромо-; CN - - циано-;

Cl - - хлоро-; SCN - - тиоционато-;

O2- - оксо-; CO32- - карбонато-;

O22- - пероксо-; NO3- - нитрато-;

H - - гидридо-; SO42- - сульфато-;

OH - - гидроксо-; HSO4- - гидросульфато-;

NO - - нитрозо-; ClO4- - перхлорато.

При чтении формул нейтральных лигандов используют их названия без изменения:

H2O - аква-; СО - карбонил-;

NH3 - амин-; СS – тиокарбонил.

NO - нитрозил-.

Число лигандов больше единицы указывается греческими числительными (2-ди, 3-три, 4-тетра, 5-пента, 6-гекса, 7-гепта, 8-окта и т. д.) слитно с названием лиганда. Если комплексная частица представляет собой анион (т. е. заряжена отрицательно), то к латинскому (обычному химическому) названию комплексо­образователя добавляется окончание - ат. Если же она нейт­ральна или заряжена положительно, то берется русское название элемента в родительном падеже. После названия комплексо­образователя в скобках указывается его степень окисления римской цифрой; этого можно не делать, если степень окисления единственна или очевидна.

Для пояснения сказанного приведем три примера:

К2[PtCl6] - гексохлороплатинат (IV) калия;

[Co(NH3)4Cl2]Cl - хлорид дихлоротетраммин кобольта (III);

[Ru(H2O)(NH3)4SO3] - сульфитотетрамминаква рутений.

Выше было сказано, что комплексное соединение при раст­ворении в воде диссоциирует на внутреннюю и внешнюю сферу

[Ag(NH3)2]Cl Û [Ag(NH3)2]+ + Cl-.

Такая диссоциация называется первичной и протекает по типу диссоциации сильных электролитов.

Нужно заметить, что и сами комплексные ионы способны к диссоциации, называемой вторичной, но обычно в очень неболь­шой степени

[Ag(NH3)2]- Û Ag+ + 2NH3.

Согласно закону действия масс

К = .

Константа К в подобных случаях называется константой нестойкости комплексных ионов. Чем больше величина констан­ты, тем сильнее способность иона диссоциировать на составные части, наоборот, чем меньше константа нестойкости, тем устойчивее комплекс.

Каково значение комплексных соединений? Значение комплексных соединений для различных областей техники очень велико. Благодаря способности веществ образовывать комплексные соединения разработаны эффективные методы получения химически чистых металлов из руд, редких металлов, сверхчистых полупроводниковых материалов, катализаторов, красителей т. п.

В живых организмах комплексные соединения выполняют специфические функции в обмене веществ. Огромна роль природных комплексных соединений в процессах фотосинтеза, биологического окисления, дыхания и в ферментативном катализе.

Например, хлорофилл, ответственный за фотосинтез в растениях, является комплексным соединением магния, а гемоглобин, снабжающий кислородом клетки животных орга­низмов, - комплексом железа. Витамин В12 - это комплексное соединение кобальта.

Основные понятия и выводы

1. Комплексными веществами называют сложные вещества, в которых атомы или группы атомов соединяются посредством валентной и донорно-акцепторной связей.

2. Теорию строения комплексных соединений разработал швей­царский химик А. Вернер.

3. В центре комплексного иона находится атом – комп-лексо­образователь. Эту роль обычно выполняют ионы металлов.

4. Ионы и молекулы, связанные непосредственно с комплексо­образователем, называют лигандами или аддендами. Они составляют внутреннюю сферу комплексного соединения. Остальные ионы находятся во внешней сфере комплексного соединения.

5. Координационное число - общее число лигандов, располо­женных вокруг комплексообразователя.

6. Заряд комплексного иона численно равен алгебраической сумме зарядов ионов - комплексообразователя и лигандов.

7. Константа диссоциации комплексного иона называется константой нестойкости комплекса.

Контрольные вопросы и задачи

1. Какие химические соединения называются комплексными?

2. Что называют внутренней сферой комплексного соединения? Внешней сферой комплексного соединения?

3. Что такое лиганды? Что называется координационным чис­лом комплексообразователя?

4. Найдите заряд комплексообразователя в соединениях: [Ni(NH3)6]SO4; K2[HgI4]; K[Pt(NH3)Cl3].

5. Составьте уравнения электролитической диссоциации: K[AlCl4]; H[BF4], [Co(NH3)5Cl]Cl2.

6. Напишите молекулярное и ионное уравнения реакций обмена между Na3[Co(CN)6] и FeSO4, имея в виду, что образующаяся комплексная соль нерастворима в воде.

7. Сколько требуется (по объему) 0,1 н раствора AgNO3 для осаждения ионов Сl - из [Cr(H2O)5Cl]Cl2, содержащегося в 25 мл 0,1 мл 0,1М раствора его?

7.3. Коллоидные системы

Изучив эту главу, вы должны знать:

- природу и общие свойства коллоидных систем, методы их получения, строение мицелл, методы определения формы и размеров коллоидных частиц;

- строение двойного электрического слоя, влияние электро­литов на электрокинетический потенциал;

- виды устойчивости коллоидных растворов.

В разделе 7.1.1 рассматривались общие понятия о дисперсных сис­темах, а также их классификация. Более подробно остановимся на коллоидных растворах. Как уже указывалось, размер частиц дисперсной фазы коллоидных растворов лежит в пределах от 0,001 мкм до 0,1 мкм.

Существует два метода получения веществ в коллоидном состоянии. Один - дисперсионный (dispergere - рассеивать) - сос­тоит в раздроблении крупных частиц до размера коллоидных, другой - конденсационный (condensare - сгущать) - заключается в объединении многих молекул или атомов в коллоидную части­цу.