Основные вопросы химии

Координационное число зависит от природы центрального иона-комплексообразователя и лиганда: от их зарядов (чем выше заряд центрального иона и чем меньше заряд лиганда, тем больше координационное число) и от размеров (чем больше радиус центрального иона и меньше радиус лиганда, тем больше координационное число). Как правило, координационное число в 2 раза больше заряда иона-комплексообразователя.

Формула координационного иона или молекулы записывается, как правило, слева направо в следующей последовательности: центральный атом (ион), анионные, затем нейтральные лиганды с указанием их числа в виде правого нижнего индекса: [MLmXn]q.

Координационные соединения бывают катионные [Cr(NH3)]Cl3, анионные K4[Fe(CN)6], катион-анионные [Cr(NH3)6][Fe(CN)6] и нейтральные [PtCl2(NH3)2].

Название координационного соединения электролита начинается с аниона, употребляемого в именительном падеже, затем следует название катиона в родительном падеже. Число лигандов каждого вида обозначается греческими приставками ди-, три-, тетра-, пента-, гекса-. Название комплексного аниона составляется из перечисления лигандов, корня латинского наименования центрального атома и суффикса -ат; в скобках римской цифрой обозначается степень его окисления или заряд координационного иона: K2[CuCl4] - тетрахлорокупрат (II) калия; в комплексном катионе металлу-комплексообразователю дается русское название: [Cr(H2O)6]Cl3 - хлорид гексааквахрома (III). Название координационной частицы начинается с перечисления лигандов в алфавитном порядке в последовательности, обратной записи (справа налево). Лиганды сохраняют обычные названия, к анионным лигандам добавляется суффикс «-о», (CH3COO- - ацетато-, F- - фторо-, OH- - гидроксо-), кроме NH3 - аммин-, H2O - аква-, CO - карбонил-, NO - нитрозил-. Например: [Co(NO2)2(NH3)4]Cl - хлорид тетрамминдинитритокобальта(III), [PtCl4(H2O)2] - диакватетрахлорплатина (IV), [Cr(NH3)6][Fe(CN)6] - гексацианоферрат (III) гексамминхрома (III), K3[AlF6] - гексафтороалюминат (III) калия или гексафтороалюминат (III) калия.

6.2 Изомерия координационных соединений

Многообразие координационных соединений обусловлено образованием изомеров - соединений одинаковых по составу, но отличающихся расположением лигандов вокруг центрального атома.

Гидратная (сольватная) изомерия обусловлена различным расположением молекул воды и анионных лигандов между внутренней и внешней сферами. Например, CrCl3•6H2O существует по крайней мере в трех изомерных формах:
[Cr(H2O)6]Cl3 - трихлорид гексааквахрома (III+) - фиолетового цвета, [CrCl(H2O)5]Cl2•H2O - моногидрат дихлорид пентааквахлорохрома (III+) - сине-зеленого цвета, [CrCl2(H2O)4]Cl•2H2O - дигидрат хлорид тетрааквадихлорохрома (III+) - зеленого цвета. Эти изомеры по-разному реагируют с раствором AgNO3. При действии AgNO3 фиолетовое соединение выделяет в осадок весь хлор, сине-зеленое - 2/3, а зеленое - только 1/3 хлора, имеющегося в соединении.

Ионизационная изомерия характеризуется различным распределением ионов между внешними и внутренними сферами комплексных соединений и, как следствие этого, различным характером диссоциации на ионы. Например, для соединения CoBrSO4•5NH3 известны два изомера: [CoBr(NH3)5]SO4 - красно-фиолетового цвета и [CoSO4(NH3)5]Br - красного цвета.

Координационная изомерия заключается в различном распределении лигандов во внутренних координационных сферах. По-разному взаимодействуют с AgNO3 два изомера - [Co(NH3)6]•[Cr(CN)6] и [Cr(NH3)6]•[Co(CN)6]. Первое соединение дает осадок Ag3[Cr(CN)6], а второе - осадок Ag3[Co(CN)6].

Геометрическая изомерия (цис-транс изомерия) состоит в различном пространственном расположениии лигандов вокруг центрального атома. Так, [PtCl2(NH3)2] существует в виде двух изомерных форм, отличающихся друг от друга рядом свойств (рис.6.1).

Рис. 6.1

Оптическая изомерия характеризуется способностью вращать плоскость поляризации плоскополяризованного света. Два изомера отличаются друг от друга направлением вращения плоскости поляризации: один называют правым, другой - левым изомером. Правые и левые изомеры оказываются зеркальными изображениями друг друга и не могут быть совмещены в пространстве (рис.6.2). Из двух геометрических изомеров диэтилендиаминбромохлороникеля (II) только цис-изомер может существовать в виде двух оптических модификаций. Изомеры такого рода называются энантиомерами (рис.6.3). Основным признаком оптически активных соединений является отсутствие плоскостей симметрии, кроме зеркальной.

6.3 Устойчивость координационных соединений в растворах

Термодинамическая устойчивость комплексных соединений определяется способностью равновесной системы к превращениям и может быть охарактеризована количественно с помощью констант равновесия.

В растворе комплексное соединение, являясь сильным электролитом, практически полностью диссоциировано на комплексный ион и ион внешней сферы, например:

K3[Fe(CN)6] > 3K+ + [Fe(CN)6]3-.

При таком характере диссоциации ион Fe3+ не дает качественных реакций, в отличие от двойных солей NH4Fe(SO4)2, которые диссоциированы полностью на все ионы:

NH4Fe(SO4)2 > NH4+ + Fe3+ + SO42-.

Комплексный ион, находясь в растворе, также способен диссоциировать по следующей схеме:

[Fe(CN)6]3- - [Fe(CN)5]2- + CN-

[Fe(CN)5]2- - [Fe(CN)4]- + CN-

и т.д.

[Fe(CN)]2+ - Fe3+ + CN-.

Диссоциация комплексных ионов всегда протекает ступенчато, по стадиям, число которых соответствует координационному числу. Суммарное уравнение диссоциации может быть представлено как:

[Fe(CN)6]3- - Fe3+ +6CN-

Каждая стадия является равновесной реакцией, которой соответствует константа равновесия (диссоциации). Произведение констант диссоциации по ступеням равно константе нестойкости комплекса, характеризующей прочность, устойчивость комплексного иона в растворе и которая определяется следующим выражением:

КНЕСТ = [Fe3+] [CN-]6 / [ [Fe(CN)6]3-]

Чем меньше устойчивость комплексов, тем больше его К НЕСТ. Наряду с константой нестойкости пользуются константами устойчивости, которые равны:

КУСТ = 1/ К НЕСТ

Эти две константы характеризуют два взаимно противоположных процесса - диссоциацию комплекса (КНЕСТ) и его образование (КУСТ). Как правило, комплексные ионы являются достаточно прочными частицами. Например, КНЕСТ ([Fe(CN)6]3-) = 1,0 · 10-44 (см. Приложение 9.6).

Образование прочных комплексных ионов может быть использовано для растворения труднорастворимых электролитов. Концентрация ионов в растворе определяется величиной произведения растворимости такого электролита. Добавляя в раствор вещества, образующие с одним из его ионов комплексное соединение, можно во многих случаях достичь растворения осадка за счет комплексообразования. Добиться этого тем легче, чем больше величина произведения растворимости и чем больше константа устойчивости комплексного иона. Например, хлорид серебра AgCl растворяется в избытке аммиака, образуя [Ag(NH3)2]Cl. Менее растворимый AgI в аммиаке практически не растворим, но растворяется в тиосульфате натрия Na2S2O3 по реакции

AgI + 2Na2S2O3 = Na3[Ag(S2O3)2] + NaI

поскольку КУСТ [Ag(S2O3)2]3- на несколько порядков больше КУСТ [Ag(NH3)2]+.

Комплексные ионы участвуют в реакциях обмена с образованием более прочного или менее растворимого соединения (M = Ni2+, Cu2+, Fe2+):

K4[Fe(CN)6] + 2MCl2 = M2[Fe(CN)6] + 4KCl

Возможна также реакция замещение лиганда с образованием более прочного комплексного соединения:

[CoCl4]2- + 6H2O - [Co(H2O)6]2+ + 4Cl-

6.4 Химическая связь в координационных соединениях

Для объяснения образования химической связи в координационных соединениях применяют несколько теорий: метод валентных связей (МВС), теория кристаллического поля (ТКП), теория поля лигандов (ТПЛ) в рамках метода молекулярных орбиталей (ММО). Ограничимся рассмотрением МВС, в основу которого положено допущение, что координационный ион (соединение) образуется по донорно-акцепторному механизму за счет неподеленных электронных пар лигандов (доноров) и свободных гибридных орбиталей иона комплексообразователя (акцептора). В образовании химической связи принимают участие гибридные орбитали иона-комплексообразователя, которые образуются при гибридизации соответствующих ns-, np-, nd-, (n-1)d-орбиталей. При этом геометрия образующегося комплексного соединения определяется типом гибридизации и соответственно пространственным расположением гибридизованных орбиталей (таб.6.1).

Таблица 6.1

Гибридные орбитали и геометрия комплексного соединения.

Координацион-ное число	Связывающие гибридные орбитали	Координация
1	s
1	p
2	sp	линейная
3	sp2	тригональная
4	sp3, sd3	тетраэдрическая
4	dsp2	квадратно-плоскостная
6	p3, d2sp3	октаэдрическая

Координационное число комплекса равно числу орбиталей, участвующих в гибридизации.

Для d-элементов гибридизация с участием d-орбиталей внешнего уровня называется внешнеорбитальной, а с участием d-орбиталей предвнешнего уровня называется внутриорбитальной. Одновременное участие в гибридизации d-орбиталей разных уровней запрещается. Внутриорбитальные комплексы более устойчивы, чем внешнеорбитальные.

Образование парамагнитного иона [FeF6]4- можно представить таким образом. Свободный ион Fe2+ имеет электронную конфигурацию d6 и следующее распределение электронов по орбиталям:

Шесть ионов F- смещают по одной из своих неподеленных электронных пар на вакантные sp3d2-гибридные орбитали иона Fe2+. Четыре неспаренных электрона иона Fe2+ сохраняются и обусловливают высокий спин и парамагнитность иона [FeF6]4-:

Так как число неспаренных электронов в комплексе и свободном ионе Fe2+ совпадает, то комплекс [FeF6]4- называется высокоспиновым.

Ионы CN- значительно сильнее взаимодействуют с ионом железа (II), следствием чего является спаривание d-электронов центрального иона и образование низкоспинового комплекса [Fe(CN)6]4- с d2sp3-гибридизацией, который является диамагнитным, т.к. не содержит неспаренных электронов.

Аналогично можно представить образование и других комплексных ионов:

Комплексообразователем может быть не только положительный ион металла, но и металл в нулевой степени окисления, например, в карбонилах металлов - соединениях с общей формулой [M(CO)n]. Связь в таких соединениях можно объяснить с позиций МВС в рамках правила 18 электронов: устойчивы такие карбонилы, в которых все d-, s- и p-орбитали металла заполнены электронными парами. Стабильны карбонилы [Cr(CO)6], [Fe(CO)5], [Ni(CO)4]. У пентакарбонила железа [Fe(CO)5]-d1sp3-гибридизация. Если металл имеет нечетное число электронов, то карбонилы димерны: [Mn(CO)5]2, [Co(CO)4]2.

Часто комплексные соединения d-элементов имеют видимую окраску. Как известно, окраска вещества определяется длинами волн отраженного от него света. Поглощение света комплексными ионами переходных металлов обусловлено наличием неспаренных d-электронов в этих ионах, которые поглощая световую энергию, переходят со своих основных энергетических уровней на возбужденные. Длина волны поглощаемого света, следовательно, и окраска комплекса, зависят от разности энергий этих уровней и определяется структурой комплексного иона и природой лигандов в координационной сфере. Интересно, что окраска многих драгоценных камней обусловлена наличием в них примесей ионов d-металлов.

6.5 Лабораторная работа №6

Цель работы - изучение явления комплексообразования, свойств и реакций комплексных соединений d-металлов.

Опыт 1. Изучение различия в свойствах комплексных и двойных солей.

Приготовьте две пробирки. В одну из них налейте 3-5 мл раствора железоаммонийных квасцов NH4Fe(SO4)2, а в другую - столько же раствора гексацианоферрата (III) калия K3[Fe(CN)6]. В обе пробирки добавьте несколько капель роданида аммония NH4SCN, являющегося качественным реагентом на ион Fe3+. В какой пробирке произошло изменение цвета раствора? Объясните наблюдаемые явления, напишите соответствующие молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций. Сделайте выводы о причинах различия свойств комплексных и двойных солей.

Опыт 2. Получение комплексного иона [Ag(NH3)2]+ и его разрушение.

К находящемуся в пробирке раствору AgNO3 добавьте раствор поваренной соли NaCl. Образование какого соединения Вы наблюдаете? К образовавшемуся осадку добавьте избыток раствора аммиака NH4OH. Опишите, что при этом происходит. Почему растворился осадок? Затем к полученному раствору прибавьте несколько капель азотной кислоты. Что Вы наблюдаете? Объясните происходящие явления, напишите все соответствующие молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций. Сделайте выводы об устойчивости образующегося комплексного иона, напишите выражение для его константы нестойкости, найдите значение константы по справочнику.

Опыт 3. Использование комплексных соединений для качественного определения ионов Fe2+ и Fe3+ в растворе .

В первую пробирку налейте 3-4 мл раствора FeSO4 и добавьте несколько капель раствора красной кровяной соли K3[Fe(CN)6]. Охарактеризуйте цвет образовашегося осадка, называемого турнбуллевой синью. В другую пробирку налейте раствор FeCl3 и добавьте желтой кровяной соли K4[Fe(CN)6]. Отметьте цвет полученного осадка, называемого берлинской лазурью. Напишите соответствующие молекулярные и ионно-молекулярные уравнения происходящих реакций, назовите по систематической номенклатуре образующиеся комплексы. Сделайте выводы по работе, объясните, почему комплексные соединения часто используют для качественного определения ионов в растворе.

Опыт 4. Получение и свойства гидроксида хрома (III).

В пробирку налейте 5-6 мл водного раствора сульфата хрома (III) и по каплям добавьте раствор щелочи до образования осадка гидроксида хрома (III). Осадок вместе с жидкостью разделите на две равные части. К первой прилейте раствор соляной кислоты, а к другой - раствор щелочи до полного растворения осадка. Напишите соответствующие молекулярные и ионно-молекулярные уравнения всех происходящих реакций. Какие свойства гидроксида хрома (III) характеризуют приведенные уравнения?

Во вторую пробирку добавьте небольшой избыток щелочи и бромную воду. Слегка нагрейте содержимое пробирки. Отметьте изменение цвета раствора в пробирке. Чем это объясняется? Приведите электронные и молекулярное уравнения соответствующей окислительно-восстановительной реакции. Какие свойства при этом проявляет гексагидроксохромат (III) натрия?

6.6 Контрольные вопросы

Определите заряд комплексного иона, степень окисления и координационное число комплексообразователя в соединениях [Cu(NH3)4]SO4, K2[PtCl6], K[Ag(CN)2]. Напишите уравнения диссоциации этих соединений в этих растворах.

Из сочетания частиц Cr3+, H2O, Cl- и K+ семь координационных формул комплексных соединений хрома, одна из которых [Cr(H2O)6]Cl3 и напишите уравнения их диссоциации в водных растворах.

Напишите выражения для констант нестойкости комплексных ионов [Ag(NH3)2]+, [Fe(CN)6]4-, [PtCl6]2-. Сравните значения КНЕСТ этих ионов и определите, какой из них является наиболее устойчивым? Чему равны степень окисления и к. ч. комплексообразователей в этих ионах?

Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реакции взаимодействия раствора [Zn(NH3)4]SO4 с раствором KCN. Сравните КНЕСТ исходного и образующегося иона.

Составьте координационные формулы следующих комплексных соединений платины (II), к. ч. которой равно 4: PtCl2·NH3·KCl; PtCl2·3NH3; PtCl2·2NH3. Напишите уравнения диссоциации этих соединений в водных растворах. Какое из соединений является комплексным неэлектролитом?

Укажите аналитические реакции, при помощи которых можно определить примесь Fe3(SO4)3 в FeSO4 и примесь FeSO4 в NiSO4.

Укажите, благодаря каким свойствам атомы или ионы d-металлов способны к образованию прочных связей с лигандами.

Объясните причину окраски большинства комплексных соединений.

Объясните причину существования трех различных форм гексагидрата хлорида хрома (III). Как различить их химическими способами?

Продолжите уравнения реакций: a) FeSO4 + KCN(изб.) >; б) CuSO4 + HClконц.(изб.) >. Назовите образующиеся продукты.

Написать в молекулярной и ионной форме уравнение реакции между Cu(NO3)2 и K4[Fe(CN)6], заключающейся в обмене иона внешней сферы комплексного соединения.

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

При добавлении HNO3 или KCN или металлического цинка в раствор [Ag(NH3)2]Cl комплексный ион [Ag(NH3)2]+ разрушается и образуется новый комплексный ион. Написать уравнения соответствующих реакций в молекулярной и ионной форме и объясните причину их протекания.

Дать анализ химической связи между центральным атомом и лигандами в комплексных ионах [Cu(NH3)4]2+, [HgI4]2- [Ag(CN)2]-. Каков характер гибридизации орбиталей центрального иона?

Определите тип гибридизации орбиталей центрального атома и геометрическую структуру комплекса [Au(CN)2] -.

7. ПОЛУЧЕНИЕ И ОЧИСТКА КОЛЛОИДНЫХ СИСТЕМ. ОПРЕДЕЛЕНИЕ ПОРОГА КОАГУЛЯЦИИ ЗОЛЯ ГИДРОКСИДА Fe (III) ЭЛЕКТРОЛИТАМИ

7.1 Коллоидные системы

Коллоидные системы относятся к дисперсным системам - системам, где одно вещество в виде частиц различной величины распределено в другом. Дисперсные системы классифицируют прежде всего по размеру частиц дисперсной фазы (или степени дисперсности); кроме того, их разделяют на группы, различающиеся по природе и агрегатному состоянию дисперсной фазы и дисперсионной среды.

Если дисперсионной средой является жидкость, а дисперсной фазой -твердые частицы, система называется взвесью или суспензией; если дисперсная фаза представляет собой капельки жидкости, то систему называют эмульсией. Эмульсии, в свою очередь, подразделяют на два типа: "масло в воде" (когда дисперсная фаза - неполярная жидкость, а дисперсионная среда - полярная жидкость) и "вода в масле" (когда полярная жидкость диспергирована в неполярной). Среди дисперсных систем выделяют также пены (газ диспергирован в жидкости) и пористые тела (твердая фаза, в которой диспергированы газ либо жидкость).

По степени дисперсности выделяют обычно следующие классы дисперсных систем:

Грубодисперсные системы - системы, размер частиц дисперсной фазы в которых превышает 10-7 м.

Коллоидные системы - системы, размер частиц дисперсной фазы в которых составляет 10-7 - 10-9 м.

Коллоидные системы характеризуются гетерогенностью, т.е. наличием поверхностей раздела фаз и очень большим значением удельной поверхности дисперсной фазы. Это обусловливает значительный вклад поверхностной фазы в состояние системы и приводит к появлению у коллоидных систем особых, присущих только им, свойств.

Коллоидные системы, в свою очередь, подразделяются на две группы, резко отличные по характеру взаимодействий между частицами дисперсной фазы и дисперсионной среды - лиофобные коллоидные растворы (золи) и растворы высокомолекулярных соединений (ВМС), которые ранее называли лиофильными коллоидами. К лиофобным коллоидам относятся системы, в которых частицы дисперсной фазы слабо взаимодействуют с дисперсионной средой; эти системы могут быть получены только с затратой энергии и устойчивы лишь в присутствии стабилизаторов.

Растворы ВМС образуются самопроизвольно благодаря сильному взаимодействию частиц дисперсной фазы с дисперсионной средой и способны сохранять устойчивость без стабилизаторов. Лиофобные коллоиды и растворы ВМС различаются также и структурой частиц, составляющих дисперсную фазу. Для лиофобных коллоидов единицей структуры является сложный многокомпонентный агрегат переменного состава - мицелла, для растворов ВМС - макромолекула.

7.2 Методы получения лиофобных коллоидов

Коллоидные системы по степени дисперсности занимают промежуточное положение между истинными растворами (молекулярно- или ионно-дисперсными системами) и грубодисперсными системами. Поэтому коллоидные растворы могут быть получены либо путем ассоциации (конденсации) молекул и ионов истинных растворов, либо дальнейшим раздроблением частиц дисперсной фазы грубодисперсных систем.

Методы получения коллоидных растворов также можно разделить на две группы: методы конденсации и диспергирования. Еще одним необходимым для получения золей условием, помимо доведения размеров частиц до коллоидных, является наличие в системе стабилизаторов - веществ, препятствующих процессу самопроизвольного укрупнения коллоидных частиц.

Дисперсионные методы основаны на раздроблении твердых тел до частиц коллоидного размера и образовании таким образом коллоидных растворов. Процесс диспергирования осуществляется различными методами: механическим размалыванием вещества в т.н. коллоидных мельницах, электродуговым распылением металлов, дроблением вещества при помощи ультразвука.

Методы конденсации основаны на том, что вещество, находящееся в молекулярно-дисперсном состоянии, можно перевести в коллоидное состояние при замене одного растворителя другим - т.е. методом замены растворителя. В качестве примера можно привести получение золя канифоли, которая не растворяется в воде, но хорошо растворима в этаноле. При постепенном добавлении спиртового раствора канифоли к воде происходит резкое понижение растворимости канифоли, в результате чего образуется коллоидный раствор канифоли в воде. Аналогичным образом может быть получен гидрозоль серы.

Коллоидные растворы можно получать также и методом химической конденсации, основанном на проведении химических реакций, сопровождающихся образованием нерастворимых или малорастворимых веществ. Для этой цели используются различные типы реакций - разложения, гидролиза, окислительно-восстановительные и т.д. Так, красный золь золота получают восстановлением натриевой соли золотой кислоты формальдегидом:

NaAuO2 + НСОН + Na2CO3 > Аu + HCOONa + Н2О

Строение мицеллы данного золя можно представить следующей схемой:

{[Au]m • nAuO2- • (n-x)Na+}x- • xNa+

Золи могут быть получены также в результате реакций ионного обмена, в результате которых выделяется нерастворимая соль, образующая при определенных условиях коллоидный раствор (например, золь иодида серебра).

Процесс гидролиза различных солей может приводить к образованию коллоидных растворов нерастворимых гидроксидов или кислот; так получают, например, золь гидроксида железа (III), имеющий следующее строение:

{[Fe(OH)3]m •nFeO+ • (n-х)Сl-}х+ • хСl-

7.3. Строение коллоидной мицеллы. Агрегативная устойчивость лиофобных коллоидов

Рассмотрим строение коллоидной мицеллы - структурной единицы лиофобных коллоидов - на примере гидрозоля иодида серебра, получаемого взаимодействием разбавленных растворов нитрата серебра и иодида калия:

AgNO3 + KI > Agl + KNO3

Коллоидная мицелла золя иодида серебра (рис.7.1) образована микрокристаллом иодида серебра, который способен к избирательной адсорбции из окружающей среды катионов Аg+ или иодид-ионы I-. Если реакция проводится в избытке иодида калия, то ядро будет адсорбировать иодид-ионы; при избытке нитрата серебра микрокристалл адсорбирует ионы Аg+. В результате этого микрокристалл приобретает отрицательный либо положительный заряд; ионы, сообщающие ему этот заряд, называются потенциалопределяющими, а сам заряженный кристалл - ядром мицеллы. Заряженное ядро притягивает из раствора ионы с противоположным зарядом - противоионы; на поверхности раздела фаз образуется двойной электрический слой. Некоторая часть противоионов адсорбируется на поверхности ядра, образуя т.н. адсорбционный слой противоионов. Ядро вместе с адсорбированными на нем противоионами называют коллоидной частицей или гранулой. Остальные противоионы, число которых определяется, исходя из правила электронейтральности мицеллы, составляют диффузный слой противоионов; противоионы адсорбционного и диффузного слоев находятся в состоянии динамического равновесия адсорбции-десорбции.

Схематически мицелла золя иодида серебра, полученного в избытке иодида калия (потенциалопределяющие ионы - анионы I-, противоионы - ионы К+) может быть изображена следующим образом:

{[AgI]m • nI- • (n-х)К+}x- • хК+

При получении золя иодида серебра в избытке нитрата серебра коллоидные частицы будут иметь положительный заряд:

{[AgI]m • nAg+ • (n-x)NO3-}x+ • NO3-

Рис. 7.1. Строение коллоидной мицеллы.

Лиофобные коллоиды обладают очень высокой поверхностной энергией и являются поэтому термодинамически неустойчивыми. Тем не менее золям присуща способность сохранять степень дисперсности - агрегативная устойчивость, которая обусловлена, во-первых, снижением поверхностной энергии системы благодаря наличию на поверхности частиц дисперсной фазы двойного электрического слоя и, во-вторых, наличием кинетических препятствий для коагуляции в виде электростатического отталкивания частиц дисперсной фазы, имеющих одноименный электрический заряд.

Еще одна причина устойчивости коллоидов связана с процессом гидратации (сольватации) ионов. Противоионы диффузного слоя сольватированы; эта оболочка из сольватированных противоионов также препятствует слипанию частиц.

7.4 Коагуляция лиофобных коллоидов

Как было показано выше, лиофобные коллоиды являются термодинамически неустойчивыми системами, существующими благодаря стабилизации за счет возникновения двойного электрического слоя. Изменение состояния ДЭС может, следовательно, привести к потере агрегативной устойчивости - слипанию частиц в более крупные агрегаты, т.е. коагуляции золя. Коагуляция золей может быть вызвана различными факторами: прибавлением электролитов, нагреванием или замораживанием, механическим воздействием и т.д. Наиболее важным и изученным фактором коагуляции гидрофобных коллоидов является воздействие на них растворов электролитов.

Для коагуляции золей электролитами установлен ряд эмпирических закономерностей.

1. Для начала коагуляции золя необходима некоторая минимальная концентрация электролита (в молях на 1 л золя), называемая порогом коагуляции г.

2. Коагулирующим действием обладает тот из ионов электролита, заряд которого противоположен заряду коллоидных частиц, причем коагулирующее действие иона тем сильнее, чем больше его заряд (правило Шульце-Гарди или правило значности). Величины порогов коагуляции двухзарядных ионов примерно на порядок, а трехзарядных - на два порядка меньше, чем для однозарядных ионов.

3. В рядах неорганических ионов с одинаковыми зарядами коагулирующее действие возрастает с уменьшением гидратируемости ионов; например, в ряду однозарядных катионов щелочных металлов коагулирующее действие возрастает от лития к рубидию:

г (Li+) > г(Na+) > г (К+) > г (Rb+)

Ряды, в которые сгруппированы по возрастанию либо по убыванию коагулирующего действия ионы с одинаковым зарядом, называют лиотропными рядами.

В осадках, получаемых при коагуляции золей электролитами, всегда присутствуют ионы, вызвавшие коагуляцию.

5. При коагуляции золей смесями электролитов сравнительно редко наблюдается их независимое (аддитивное) действие; обычно имеет место взаимное усиление либо ослабление коагулирующего действия (синергизм либо антагонизм ионов).

Коагуляция золя может быть вызвана его взаимодействием с другим золем, частицы которого имеют противоположный заряд. Так, смешение золя гидроксида железа, частицы которого имеют положительный заряд, с отрицательно заряженным золем сульфида мышьяка приводит к их взаимной коагуляции:

{[Fe(OH)3]m • nFeO+ • (n-х)Сl-}х+ • хСl- {[As2S3]m • nHS- • (n-x)H+}x- • хН+

В данном случае коагуляция обусловлена тем, что коллоидные частицы одного вида являются как бы очень крупными многозарядными ионами-коагулянтами для частиц другого вида. Взаимная коагуляция коллоидных систем может наблюдаться и тогда, когда частицы золей имеют одноименный заряд; в этом случае причиной потери устойчивости одного из золей является сильная специфическая адсорбция иона-стабилизатора данной системы поверхностью коллоидных частиц другой системы.

7.5 Пептизация лиофобных коллоидов

Пептизацией (дезагрегацией) называется процесс расщепления коагулировавшего золя (коагулята) на первичные частицы - процесс, противоположный коагуляции. Различают непосредственную и опосредованную пептизацию. Непосредственная пептизация происходит в результате добавления к коагуляту электролита, содержащего потенциалопределяющий ион; в результате его специфической адсорбции на поверхности частиц дисперсной фазы их заряд вновь увеличивается, толщина двойного электрического слоя возрастает. Это приводит к тому, что силы отталкивания между частицами начинают преобладать над силами притяжения; происходит деагрегация - распад образовавшегося ранее агрегата из слипшихся частиц. Опосредованная пептизация вызывается добавлением в систему вещества, химическое взаимодействие которого с поверхностью коагулята приводит к высвобождению потенциалопределяющих ионов. Например, коагулировавший золь гидроксида железа (Ш) может быть пептизирован добавлением в систему либо какой-либо соли железа (непосредственная пептизация), либо соляной кислоты (опосредованная пептизация).

7.6 Кинетическая устойчивость лиофобных коллоидов. Седиментация

Частицы дисперсной фазы одновременно испытывают действие силы земного притяжения и архимедовой силы; в зависимости от соотношения плотностей дисперсионной среды и дисперсной фазы равнодействующая этих сил будет вынуждать частицы к оседанию либо всплытию. Процесс оседания либо всплытия коллоидных частиц в золе называется седиментацией. Однако седиментации всегда противодействует другой процесс, стремящийся к равномерному распределению коллоидных частиц по всему объему раствора - диффузия, осуществляемая под действием броуновского движения частиц. Соотношение между этими двумя процессами определяет кинетическую устойчивость золей - способность коллоидных частиц удерживаться во взвешенном состоянии, не подвергаясь седиментации.

7.7 Очистка коллоидных систем

Наиболее распространенными методами очистки коллоидных систем являются диализ, электродиализ и ультрафильтрация, основанные на свойстве некоторых материалов - т.н. полупроницаемых мембран (коллодия, пергамента, целлофана и т.п.) - пропускать ионы и молекулы небольших размеров и задерживать коллоидные частицы, т.к. размеры коллоидных частиц значительно (на несколько порядков) меньше, чем для ионов и молекул.

Диализ является очень медленным процессом; для более быстрой и полной очистки золей применяют электродиализ. Электродиализатор состоит из трех частей; в среднюю часть, отделенную от двух других полупроницаемыми мембранами, за которыми помещены электроды, наливается золь. При подключении к электродам разности потенциалов катионы содержащихся в золе электролитов диффундируют через мембрану к катоду, анионы - к аноду. Преимущество электродиализа заключается в возможности удаления даже следов электролитов (необходимо помнить, что степень очистки ограничивается устойчивостью коллоидных частиц; удаление из золя ионов-стабилизаторов приведет к коагуляции).

Еще одним методом очистки золей является ультрафильтрация - отделение дисперсной фазы от дисперсионной среды путем фильтрования под давлением через полупроницаемые мембраны. При ультрафильтрации коллоидные частицы остаются на фильтре (мембране).

7.8 Оптические свойства коллоидных систем

Особые оптические свойства коллоидных растворов обусловлены их главными особенностями: дисперсностью и гетерогенностью. Прохождение света через коллоидный раствор сопровождается такими явлениями, как поглощение, отражение, преломление и рассеяние света. Преобладание какого-либо из этих явлений определяется соотношением между размером частиц дисперсной фазы и длиной волны падающего света. В грубодисперсных системах в основном наблюдается отражение света от поверхности частиц. В коллоидных растворах размеры частиц сравнимы с длиной волны видимого света, что предопределяет рассеяние света за счёт дифракции световых волн.

Светорассеяние в коллоидных растворах проявляется в виде опалесценции - матового свечения (обычно голубоватых оттенков), которое хорошо заметно на тёмном фоне при боковом освещении золя. Причиной опалесценции является рассеяние света на коллоидных частицах за счёт дифракции. С опалесценцией связано характерное для коллоидных систем явление - эффект Тиндаля: при пропускании пучка света через коллоидный раствор с направлений, перпендикулярных лучу, наблюдается образование в растворе светящегося конуса.

7.9 Лабораторная работа №7

Цель работы - ознакомление с методами получения коллоидных растворов и их свойствами.

Опыт 1. Получение коллоидного раствора Fe(ОН)3 при гидролизе соли железа.

В стакан или коническую колбу емкостью 250 мл налить 200 мл дистиллированной воды. Нагреть воду до кипения, при перемешивании постепенно внести 10-15 мл 2%-ного раствора FеCl3. Полученный раствор кипятить в течении 1-2 минут. При этом образуется прозрачный гидрозоль. Написать молекулярное и ионное уравнение реакции гидролиза FеCl3. Укажите, каково строение мицеллы гидроксида железа и каков знак заряда ее гранул

Опыт 2. Коагуляция коллоидных растворов электролитами.

Налить в 3 конические колбочки по 10 мл полученного коллоидного раствора Fe(ОН)3. По каплям прибавлять из бюреток 0,1 н растворы: в первую колбу NaCl, во вторую - Na2SO4, в третью - Na2HPO4. Отметить количество добавленных растворов электролитов для каждого случая в момент изменения вида коллоидного раствора (появление мути или осадка), а также время начала коагуляции. Укажите, как влияет заряд коагулирующего иона на время, проходящее до начала коагуляции.

Опыт 3. Пептизация осадка Fe(ОН)3.

Внести в микроколбочку 5 мл раствора FеCl3 и добавлять по каплям раствор аммиака до полного осаждения гидроксида железа. Дать осадку отстояться, слить с него раствор и два раза промыть водой, каждый раз перемешивая осадок. К промытому осадку добавить 3-5 мл воды, размешать и полученную массу разделить на 3 пробирки. В первую пробирку добавить 0,1 мл 0,1 н. раствора НCl, во вторую - 0,1 мл насышенного раствора FеCl3, а третью оставить для сравнения. Через 10 минут сравнить содержимое пробирок и объяснить результаты наблюдения.

Опыт 4. Определение порога коагуляции.

Порогом коагуляции называется минимальная концентрация электролита (в молях на 1 л золя), которая вызывает коагуляцию.

Коллоидный раствор гидроксида железа налить в одну бюретку. Другую бюретку наполнить водой, в третью налить 0,00125 М раствор сульфата натрия. Приготовить два штатива по 5 пробирок в каждом и надписать на них номера восковым карандашом от 1 до 10. Во все 5 пробирок (№ 1-5) в первом штативе налить из бюретки по 5 мл гидрозолю железа. В других пяти пробирках (№ 6-10) приготовить растворы Na2SO4 различной концентрации, наливая воду и исходный раствор Na2SO4 из бюреток и следующих соотношениях:

	Номер пробирки
	6	7	8	9	10
Вода, мл	0,5	0,1	1,5	2,0	2,5
Раствор Na2SO4, мл	2,5	2,0	1,5	1,0	0,5

Приготовленные растворы Na2SO4 влить в пробирки с золем в следующем порядке: 6>1, 7>2, 8>3, 9>4, 10>5. Содержимое каждой пробирки перемешать стеклянной палочкой и оставить в штативе на 10-15 минут. Отметить ту из пробирок, в которой жидкость наименее мутна. Рассчитать в ней концентрацию Na2SO4 (в молях на 1 л воды), т.е. порог коагуляции золя гидроксида железа данным электролитом.

7.10 Контрольные вопросы

1. Являются ли коллоидные растворы гомогенными системами?

2. Какова дисперсность коллоидных растворов?

3. Каков состав ядра коллоидной частицы в растворе: а) сульфида сурьмы; б) гидроксида железа(Ш)?

4. Какие ионы могут быть зарядообразующими в коллоидной частице золя: а) гидроксида железа(Ш); б) сульфида сурьмы.

5. Запишите формулу мицеллы золя: а) гидроксида железа(Ш); б) сульфида сурьмы.

6. Опишите оптические, кинетические и электрические свойства коллоидных растворов. С чем связаны особенности этих свойств?

7. Что называют эффектом Тиндаля? Как используется этот эффект для идентификации коллоидных растворов?

8. Перечислите известные вам методы получения коллоидных растворов и опишите кратко их суть.

9. Почему при получении золя гидроксида Fe (III) реакционную смесь нагревают?

10. Что такое коагуляция? Как вычисляют порог коагуляции?

8. ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЖЕСТКОСТИ И УМЯГЧЕНИЕ ВОДЫ

8.1 Основные положения

Жесткость -- один из технологических показателей, принятых для характеристики состава и качества природных вод. Жесткой называют воду с повышенным содержанием ионов Са2+ и Mg2+. Сумма концентраций ионов Са2+ и Mg2+ является количественной мерой жесткости воды.

Ж = с Са2+ + с Mg2+

Измеряют жесткость числом миллимолей эквивалентов ионов жесткости (Са2+ и Mg2+) в 1 кг воды (ммоль/кг). В связи с тем, что плотность воды близка к единице, жесткость можно измерять в ммоль/дм3 или ммоль/л. Один миллимоль жесткости отвечает содержанию 20,04 мг/л Са2+ или 12,16 мг/л Mg2+. Очень мягкая вода содержит 0 - 1,5 ммоль/дм3 солей, жесткая вода - до 11,0 ммоль/дм3.

Различают жесткость воды общую Жо, карбонатную Жк и некарбонатную Жнк. В связи с тем, что в воздухе достаточно велико содержание СО2, в природной воде есть растворенный диоксид углерода. Протекает взаимодействие СО2 с Н2О:

СО2 + Н2О = Н2СО3 = Н+ + НСО3 - ,

результатом которого является образование гидрокарбонат-иона. Концентрация ионов Са2+ и Са2+ в воде, эквивалентная содержанию иона НСО3-, определяет карбонатную жесткость воды, а концентрация ионов Са2+ и Mg2+, эквивалентная всем прочим анионам (SO42-, C1- и т.д.), -- некарбонатную. Сумма карбонатной и некарбонатной жесткости составляет общую жесткость воды.

Для проведения расчетов применяют следующую формулу:

Ж = m / Мэкв • V,

где m - масса вещества, обусловливающего жесткость воды или применяемого для устранения жесткости, мг; Мэкв - молярная масса эквивалентов этого вещества; V - объем воды, л.

8.2 Умягчение жесткой воды

Использование природной воды в технике требует ее предварительной очистки, в том числе умягчения (снижения жесткости до определенной нормы).

Гидрокарбонаты кальция и магния при кипячении воды переходят в малорастворимые карбонаты, выпадающие в осадок. Так что от временной жесткости можно избавиться простым кипячением воды (термическое умягчение воды):

Ca(HCO3)2 > CaCO3 v + H2O + CO2 ^

Умягчение воды можно проводить методом осаждения - обработкой воды растворами соды Na2CO3 и гашеной извести Ca(OH)2. Образующиеся осадки карбонатов и гидроксида магния удаляют фильтрованием.

Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 > 2 CaCO3 v+ 2 H2O

Na2CO3 + Н2О - НСО3- + ОН- + 2 Na+

Mg2+ + ОН- > Mg(ОН)2 v

В настоящее время для умягчения воды широко используют ионный обмен, проводя реакцию H+(Na) - катионирования или ОН- - анионирования. Например,

2R--H+ + Ca2+ > R-2Ca2+ + 2H+

R+-OH- + Cl- > R+-Cl- + OH-

8.3 Определение жесткости воды

При контроле качества воды определяют ее жесткость. Для определения общей жесткости применяют метод комплексонометрии. В основе этого метода лежит титрование воды в присутствии аммиачного буферного раствора (рН=10,0) и индикатора раствором комплексона III до перехода розовой окраски в голубую. При анализе применяют один из индикаторов: кислотный хром синий К или эриохром черный Т. В присутствии ионов жесткости Са2+ и Mg2+ эти индикаторы окрашиваются в розовый цвет, в отсутствие - в голубой.

Комплексон III - двузамещенная натриевая соль этилендиамин-тетрауксусной кислоты.

При титровании жесткой воды раствором комплексона III образуется внутрикомплексное соединение



т.е. связываются ионы Са2+ и Mg2+. Поэтому в конце титрования индикатор изменяет окраску, раствор становится голубым.

Определение карбонатной жесткости воды Жк сводится к измерению концентрации гидрокарбонат-иона НСО3- и тем самым эквивалентной этим ионам концентрации ионов жесткости Са2+ и Mg2+. Анализ проводят методом нейтрализации. В основе этого метода лежит титрование воды в присутствии метилового оранжевого раствором соляной кислоты до перехода желтой окраски индикатора в оранжевую. Метиловый оранжевый -- кислотно-основной индикатор, изменяющий свою окраску от красной при рН < 3,1 до желтой при рН >> 4,4. В точке перехода метиловый оранжевый имеет оранжевую окраску.

Анион НСО3- в воде гидролизуется:

НСО3- + Н2О = Н2СО3 + ОН-

Поэтому при условии Жк > 0 вода имеет щелочную реакцию среды и метиловый оранжевый в ней окрашен в желтый цвет. При титровании раствором НС1 такой воды протекает реакция нейтрализации:

ОН- + Н+ = Н2О

Ионы Н+ нейтрализуют количество ионов ОН-, эквивалентное концентрации иона НСО3-.

Анализ воды на жесткость предполагает обычно:

а) определение общей жесткости Жо;

б) определение карбонатной жесткости Жк;

в) вычисление некарбонатной жесткости Жнк =Жо - Жк.

Жесткость воды рассчитывают по закону эквивалентов:

Ж = V2 • cэкв2 • 103/ 2V1, ммоль /л

где V1 и V2 - объемы анализируемой пробы и титрующего раствора соответственно, мл; cэкв2 - молярность титрующего раствора, моль /л.

8.4 Лабораторная работа №8

Цель работы -- проведение анализа воды на жесткость и умягчение воды методом катионирования.

Опыт 1. Определение общей жесткости воды комплексонометрическим методом.

Отберите мерным цилиндром 100 мл воды и перенесите ее в коническую колбу; добавьте к исследуемой воде 5 мл аммиачного-буферного раствора и 5-7 капель индикатора кислотного хром синего К или несколько кристалликов (на кончике шпателя) эрио-хром черного Т.

Приготовленную пробу медленно при постоянном перемешивании оттитруйте раствором комплексона до перехода розовой окраски индикатора в голубую. Результат титрования запишите. Повторите титрование еще раз. Если результаты двух титрований совпадут (?V?0,1 мл), рассчитайте общую жесткость воды. В противном случае оттитруйте еще одну пробу воды. Найдите средний объем раствора комплексона III, израсходованный на титрование воды.

Общую жесткость воды рассчитывают по закону эквивалентов [ммоль/л]:

где V1 -- объем анализируемой воды, мл; V2 -- объем раствора комплексон III, мл; сэк(2) - молярная концентрация эквивалентов комплексона III, моль/л; 1000 -- коэффициент перевода моль/л в ммоль/л.

Результаты опыта сведите в таблицу:

Объем раствора комплексона III V2	Молярная концентрация эквивалентов комплексона сэк(2)	Объем исследуемой пробы воды V1	Общая жесткость воды Жо

Опыт 2. Определение карбонатной и некарбонатной жесткости воды

Отберите мерным цилиндром 100 мл воды и перенесите ее в коническую колбу. Добавьте к исследуемой воде несколько капель метилового оранжевого.

Приготовленную пробу оттитруйте раствором соляной кислоты до перехода желтой окраски индикатора в оранжевую (но не розовую!). Результат титрования запишите. Повторите титрование еще раз. Если результаты двух титрований совпадут (?V?0,1 мл), рассчитайте карбонатную жесткость воды. В противном случае оттитруйте еще одну пробу воды. Найдите средний объем раствора соляной кислоты, израсходованный на титрование воды.

Рассчитываем карбонатную жесткость воды по закону эквивалентов (ммоль/л):

где V1 -- объем анализируемой воды, мл; V2 -- объем раствора НС1, мл; сэк(2) - молярная концентрация эквивалентов раствора НС1, моль/л; 1000 -- коэффициент перевода моль/л в ммоль/л.

Некарбонатную жесткость воды Жнк находят по разности Жнк = Жо -Жк.

Результаты опыта сведите в таблицу:

Объём раствора HCl V2, мл	Молярная концентрация эквивалентов раствора НСl сэк(2) , моль/л	Объем исследуемой пробы воды V1, мл	Жесткоcть воды, моль/л
			карбонатная Жк	некарбонатная Жнк

Опыт 3. Умягчение воды методом катионирования

Через фильтр (колонку, заполненную катионитом) пропустите 300-400 мл водопроводной воды. Скорость фильтрования регулируется зажимом и не должна превышать 15 капель в минуту. Умягченную воду соберите в стакан, ополоснутый первыми порциями фильтрата.

Коническую колбу и мерный цилиндр ополосните умягченной водой. Определите общую жесткость умягченной воды (см. опыт 1). Результаты опыта сведите в таблицу:

Объем раствора комплексона III V2, мл	Молярная концентрация эквивалентов комплексона сэк(2 ), моль/л	Объем исследуемой пробы воды V1, мл	Общая жесткость воды после катионирования Жо', моль/л

Рассчитайте число ммолей эквивалентов ионов жесткости, поглощенных катионитом из каждого литра водопроводной воды. Закончите отчет записью уравнений процессов, протекающих при катионировании для случаев: а) Н-катионита; б) Na-катионита.

8.5 Контрольные вопросы

1. Какие катионы называют ионами жесткости?

2. Какой технологический показатель качества воды называют жесткостью?

3. Почему жесткую воду нельзя применять дли генерации пара на тепловых и атомных электростанциях?

4. Какой метод умягчения воды называют термическим? Какие химические реакции протекают при умягчении воды этим методом?

5. Как осуществляют умягчение воды методом осаждения? Какие реагенты используют? Какие реакции протекают?

6. Можно ли умягчить воду с помощью ионного обмена?

7. Какой процесс следует проводить для умягчения воды: катионирования или анионирования? Почему? Составьте уравнения реакций, протекающих при умягчении воды с помощью ионного обмена.

8. Как определяют общую жесткость воды?

9. Как определяют карбонатную жесткость воды?

10. Как находят некарбонатную жесткость воды?

11. Общая жесткость воды равна 4 ммоль/л. Через ионнообменный фильтр пропущено 100 л Н2О. Сколько молей ионов Са2+ и Mg2+ задержано фильтром, если известно, что жесткость снизилась до 0,5 ммоль/л.

12. На титрование 200 мл Н2О израсходовано 8 мл 0,1 н. раствора комплексона. Вычислите общую жесткость воды.

13. Определите карбонатную жесткость, если на титрование 200 мл Н2О израсходовано 8 мл 0,05 н. раствора НСl.

14. Вычислите общую, карбонатную и некарбонатную жесткость воды, если: а) на титрование 200 мл Н2О израсходовано 7,6 мл 0,05 н. комплексона III; б) на титрование 100 мл Н2О -- 1,5 мл 0,1 н. НСl.

9. ПРИЛОЖЕНИЕ

Приложение 9.1. Термодинамические свойства некоторых веществ

Вещество	?H°f, кДж/моль	S°, Дж/моль•К	?G°f, кДж/моль
Ag(к) Ag+ (p) AgJ (к) AgNO3 (к) Ag2O (к) Аl2О3 (к) B2O3 (к) НВО2 (к) ВаСОз (к) ВаО (к) BaSO4 (к) ВеО (к) Вr2 (ж) Вr2 (г) НВr (г) НВrО (р) С (графит) С (алмаз) СН4 (г) С2Н4 (г) С2Н2 (г) С2Н6 (г) С6Н6 (ж) С10Н8 (к) С2Н5ОН (г) С2Н5ОН (ж) C2H5NO2 (ж) СН3СООН (ж) СО (г) CO(NH2)2(к) СО2 (г) CS2 (ж) СаСО3 (к) СаО (к) Са(ОН)2 (к) CaSO4•2H2O (к) Ca3N2 (к) С12 (г) Cl-(р) НС1 (г) НС1 (р) НС1О (р) НС1О4 (ж) Сl2O (г) Сl2О7(ж) СоС12 (к) СuО (к) CuSO4 (к) CuSO4•5H2O (к) Сr2О3 (к) F2(г) F- (р) HF(г) H2F2 (г) Fe(к) Fe2O3 (к) Fe3O4 (к) FeO (к) FeS (к) FeS2 (к) Н2(г) Н+ (р) Н2О (г) Н2О (ж) Н2О2 (ж) HgO (к) I2 (к) I2 (г) I- (р) HI (г) KСl (к) KСlO3 (к) KСlО4 (к) KОН (к) KОН (р) K2СО3 (к) KNO2 (к) KNO3 (к) LiOH (к) LiOH (p) Mg(к) MgCO3 (к) MgO (к) Mg(OH)2 (к) MgSO4 (к) MgSO4•7H2O (к) МnО (к) МnО2 (к) Мn2О3 (к) МoО3 (к) NH3 (г) NH4+ (p) N2H4 (ж) NH2OH (к) NO (г) NO2 (г) N2O4 (г) N2O4 (ж) HNO2 (p) HNO3 (ж) Na (к) NaH (к) NaOH (к) Na2CO3 (к) Na2SO3 (к) Na2SO4 (к) Nb2O5 (к) NiO О2(г) О3 (г) Р(бел.) (к) Р(кр.) (к) Р4О6 (к) Р4О10 (к) Н3РО4 (к) Рb(к) РbО (к) S (poмб.) S (монокл.) H2S (г) H2S (p) SO2 (г) SO3 (г) SO3 (ж) H2SO4 (ж) SiO2(кварц) SnO2 (к) V2O5 (к) WO3 (к) TiO2 (к) ZnO (к)	0 105,56 -61,9 -124,6 -31,2 -1676,8 - 1272,0 -804,0 -1217,1 -553,9 -1474,2 -598 0 -30,9 -36,1 - 112,97 0 1,828 -74,86 52,3 226,7 -84,68 49,0 66,70 -234,4 -277,7 148,08 -487,0 -110,6 -332,88 -393,8 89,12 -1207,7 - 635 -986,8 -2023,98 - 431,8 0 -167,2 -92,4 -166,9 -124,3 -34,5 75,7 251 -310,2 -162,1 -771,4 -2280,8 -1141,3 0 -331,7 -270,9 -565,9 0 -822,7 -1117,9 -265,0 -101,0 -163,3 0 0 -241,98 -286,0 -187,0 -90,0 0 62,3 -55,23 26,57 -439,5 -391,2 -430,0 -425,8 -482,0 -1146,1 -354,0 -495,0 -487,2 -508,7 0 -1113,0 - 601,8 -924,7 -1301,4 -3384 -385,0 -521,5 -958,0 -745,2 -46,19 -132,4 50,53 -114,2 90,37 33,84 9,66 19,50 -119,2 -174,3 0 -56,4 -425,6 -1137,5 -1090,0 -1012,0 -1897,0 -239,7 0 -142,3 0 -17,6 -1569,0 -2984,0 -1288,3 0 -219,4 0 0,38 -20,17 - -297,2 -376,2 -439,2 -814,0 -911,6 -581,2 -1573 -843 -943,5 -351,0	42,6 72,8 115,5 141,0 121,0 50,95 54,0 49,0 113,0 70,5 132,3 14,1 152,2 245,5 198,7 142,3 5,74 2,37 186,44 219,4 200,8 229,5 172,8 167,4 282,1 160,7 - 159,8 197,7 104,5 213,8 151,33 91,6 39,7 83,4 194,3 105 222,9 56,6 186, 6,5 129 188,4 266,2 - 109,7 42,73 109,3 200,6 81,2 202,9 -13,8 - 113,8 27,2 87,5 146,3 60,8 60,0 52,96 130,7 0 188,9 70,0 110,0 70,0 116,5 260,7 - 206,48 82,56 142,97 151,0 79,32 91,63 156,32 117,0 133,0 42,8 - 32,51 65,7 26,9 63,14 91,6 - 60,0 53,1 110,0 77,74 192,6 114,4 121,4 - 210,62 240, 45 304,3 209,3 152,7 155,7 51,45 188,0 64,4 136,4 146,0 345,0 137,0 37,9 205,0 238,8 41,1 22,8 - 228,8 158,1 64,8 66,2 31,9 32,6 193,2 108,8 248,2 256,4 95,5 157,0 41,9 52 130,96 75,9 50,2 44,0	0 77,12 -66,4 -33,6 -11,3 -1583,3 -1193,0 -736,0 -1137,2 -525,4 -1363,2 -582,0 0 3,1 -53,4 -82,4 0 2,834 -50,85 68,11 209,2 -32,89 124,5 201,25 -167,9 -174,76 - -392,4 -137,2 -196,82 -394,6 - -1129,6 -603,6 -899,2 -1798,7 -368,6 0 -131,4 -94,5 -131,2 -79,6 84,0 93 - -267,5 -129,5 -662,2 -1881 -1059,7 0 -277,9 - 272,99 - 0 -740,8 -1014,8 -244,5 -101,0 -151,9 0 0 -228,8 -237,4 -120,0 -58,0 0 19,2 - 1,78 -408,0 -289,9 -300,0 -380,2 -442,2 -1059,8 -280,0 -395,0 -442,2 - 0 -1029,2 -569,6 -833,7 -1158,7 -2868 -363,0 -466,7 -880,0 -668,1 -16,7 -79,5 149,3 - 86, 71 51,84 98,28 98,0 -55,6 -80,9 0 -38 -380,7 -1047,5 -1023,0 -953,0 -1764,0 -211,6 0 -162,7 0 -12,3 - -2697,8 -1142,6 0 -186,2 0 0,188 33,0 -27,9 -300,41 -370,0 - 362,0 690,7 -857,2 -520,0 -1428,0 -764,1 -888,2 -321,0

Приложение 9.2. Константы диссоциации некоторых слабых электролитов в водных растворах (при 298 К)

Электролит	Кдисс	Электролит	Кдисс
Азотистая кислота HNO2	5,1 • 10-4	Аммония гидроксид NН4OH	1,8 • 10-5
Алюминиевая кислота НА1О2	К1= 6 • 10-13	Алюминия гидроксид А1(ОН)3	К1 = 7,4• 10-9 К2 = 2,1• 10-9 К3 = 1,05• 10-9
Борная кислота Н3ВО3	К1 = 5,8• 10-10 К2 = 1,8• 10-13 К3 = 1,6• 10-14	Бария гидроксид Ва(ОН)2	К2 = 2,3• 10-1
Бромноватистая кислота НВrО	2,1 • 10-9	Бериллия гидроксид Ве(ОН)2	К1 = 3,2• 10-7 К2 = 5,0• 10-9
Кремниевая кислота H2SiО3	К1 = 2,2• 10-10 К2 = 1,6• 10-12	Висмута гидроксид Bi(OH)3	К1 = 3.1• 10-12 К2 = 1.0• 10-12 К3 = 3.7• 10-13
Муравьиная кислота НСООН	1,8• 10-4	Вода Н2О	1,8• 10-16
Селеноводородная кислота H2Se	К1 = 1,6• 10-4 К2 = 1,0• 10-11	Железа (II) гидроксид Fe(OH)2	К2 = 1,3• 10-4
Селенистая кислота H2SeO3	К1 = 2,4• 10-3 К2 = 4,8• 10-9	Железа (III) гидроксид Fe(OH)3	К2 = 1,82• 10-11 К3 = 1,35• 10-12
Сернистая кислота H2SO3	К1 = 1,6• 10-2 К2 = 6,3• 10-8	Кадмия гидроксид Cd(OH)2	К1 = 8,1• 10-4 К2 = 4,2• 10-3
Сероводородная кислота H2S	К1 = 1,0• 10-7 К2 = 1,2• 10-13	Кальция гидроксид Cа(OH)2	К2 = 5,9• 10-7
Теллуристая кислота Н2ТеO3	К1 = 3• 10-3 К2 = 2• 10-8	Кобальта гидроксид Cо(OH)2	К1 = 7,9• 10-5 К2 = 7,8• 10-6
Теллуроводородная кислота Н2Те	К1 = 1• 10-3 К2 = 1• 10-11	Марганца гидроксид Мn(ОН)2	К2 = 5• 10-4
Угольная кислота Н2СО3	К1 = 4,5• 10-7 К2 = 4,7• 10-11	Меди гидроксид Сu(ОН)2	К2 = 3,4• 10-7
Уксусная кислота СН3СООН	1,8• 10-5	Никеля гидроксид Ni(OH)2	К2 = 2,5• 10-5
Хлорноватистая кислота НОCl	3,0 • 10-8	Свинца гидроксид Рb(ОН)2	К1 = 9,6• 10-4 К2 = 3• 10-8
Фосфорная кислота Н3РО4	К1 = 7,2• 10-3 К2 = 6,2• 10-8 К3 = 4,6• 10-13	Серебра гидроксид AgOH	1,1 • 10-4
Фтороводородная кислота HF	6,7• 10-4	Хрома гидроксид Сг(ОН)3	К2 = 3,6• 10-9 К3 = 8,9• 10-11
Циановодородная кислота HCN	4,9• 10-10	Цинка гидроксид Zn(OH)2	К1 = 4,4• 10-...

Подобные документы

• Газовые законы и скорость химической реакции

  Скорость химической реакции. Понятие про энергию активации. Факторы, влияющие на скорость химической реакции. Законы Бойля-Мариотта, Гей-Люссака, Шарля. Влияние температуры, давления и объема, природы реагирующих веществ на скорость химической реакции.
  
  курсовая работа [55,6 K], добавлен 29.10.2014
  

• Скорость химических реакций

  Химическая кинетика как раздел химии, изучающий скорость химической реакции. Факторов влияющие на скорость химической реакции: природа реагирующих веществ, температура, концентрация реагирующих веществ, катализатор, площадь соприкосновения веществ.
  
  презентация [2,2 M], добавлен 23.02.2015
  

• Химические реакции и системы

  Понятие и структура химической системы, классификация и разновидности растворов. Электролиты и электролитическая диссоциация. Гидролиз солей. Химические реакции и их признаки, стехиометрия. Скорость химический реакций, и факторы, влияющие на нее.
  
  контрольная работа [161,5 K], добавлен 17.01.2011
  

• Электролиты, их свойства и применение

  Свойство водных растворов солей, кислот и оснований в свете теории электролитической диссоциации. Слабые и сильные электролиты. Константа и степень диссоциации, активность ионов. Диссоциация воды, водородный показатель. Смещение ионных равновесий.
  
  курсовая работа [157,0 K], добавлен 23.11.2009
  

• Скорость химической реакции

  Понятие и предмет изучения химической кинетики. Скорость химической реакции и факторы, влияющие на нее, методы измерения и значение для различных сфер промышленности. Катализаторы и ингибиторы, различие в их воздействии на химические реакции, применение.
  
  научная работа [93,4 K], добавлен 25.05.2009
  

• Электролитическая диссоциация

  Электролитическая диссоциация как обратимый процесс распада электролита на ионы под действием молекул воды или в расплаве. Основные особенности модельной схемы диссоциации соли. Анализ механизм электролитической диссоциации веществ с ионной связью.
  
  презентация [3,1 M], добавлен 05.03.2013
  

• Предмет и задачи химии

  Основные понятия химической термодинамики. Стандартная энтальпия сгорания вещества. Следствия из закона Гесса. Роль химии в развитии медицинской науки и практического здравоохранения. Элементы химической термодинамики и биоэнергетики. Термохимия.
  
  презентация [96,9 K], добавлен 07.01.2014
  

• Скорость химических реакций

  Ознакомление с понятием и предметом химической кинетики. Рассмотрение условий химической реакции. Определение скорости реакции как изменения концентрации реагирующих веществ в единицу времени. Изучение общего влияния природы веществ и температуры.
  
  презентация [923,5 K], добавлен 25.10.2014
  

• Электролиты и их свойства

  Ионная проводимость электролитов. Свойства кислот, оснований и солей с точки зрения теории электролитической диссоциации. Ионно-молекулярные уравнения. Диссоциация воды, водородный показатель. Смещение ионных равновесий. Константа и степень диссоциации.
  
  курсовая работа [139,5 K], добавлен 18.11.2010
  

• Скорость химических реакций

  Основные понятия химической кинетики. Сущность закона действующих масс. Зависимость скорости химической реакции от концентрации веществ и температуры. Энергия активации, теория активных (эффективных) столкновений. Приближенное правило Вант-Гоффа.
  
  контрольная работа [41,1 K], добавлен 13.02.2015
  

• Составление уравнений реакций химических соединений

  Составление уравнения ступенчатой диссоциации заданных веществ. Уравнения реакций кислот, оснований и амфотерных гидроксидов. Получение солей, уравнения их диссоциации. Виды концентраций вещества. Изменение энтропии при проведении химической реакции.
  
  контрольная работа [158,6 K], добавлен 17.05.2014
  

• Мир солей

  Графическое изображение формул солей. Названия, классификация солей. Кислые, средние, основные, двойные, комплексные соли. Получение солей. Реакции: нейтрализации, кислот с основными оксидами, оснований с кислотными оксидами, основных и кислотных оксидов
  
  реферат [69,9 K], добавлен 27.11.2005
  

• Методическое руководство к лабораторным занятиям по химии для студентов экономического факультета

  Правила техники безопасности при выполнении лабораторных работ. Приготовление растворов заданной концентрации. Электролитическая диссоциация и гидролиз солей. Окислительно-восстановительные реакции. Галогены, фосфор, азот и сера, их соединения.
  
  методичка [485,0 K], добавлен 12.07.2010
  

• Окисление щавелевой кислоты перманганатом калия

  Изменение скорости химической реакции при воздействии различных веществ. Изучение зависимости константы скорости автокаталитической реакции окисления щавелевой кислоты перманганатом калия от температуры. Определение энергии активации химической реакции.
  
  курсовая работа [270,9 K], добавлен 28.04.2015
  

• Теоретические основы прогрессивных технологий. Химические основы

  Скорость и стадии гетерогенной реакции. Принцип действия ферментов. Химическое равновесие, обратимость химических реакций. Растворы и их природа. Электролитическая диссоциация. Возникновение электродного потенциала. Гальванические элементы и электролиз.
  
  методичка [1,8 M], добавлен 26.12.2012
  

• Растворы электролитов. Гидролиз солей

  Расчетные методы определения рН. Примеры уравнений реакций гидролиза солей. Понятие и формулы расчета константы и степени гидролиза. Cмещение равновесия (вправо, влево) гидролиза. Диссоциация малорастворимых веществ и константа равновесия этого процесса.
  
  лекция [21,7 K], добавлен 22.04.2013
  

• Основные понятия химии

  Пути познания и классификация современных наук, взаимосвязь химии и физики. Строение и свойства вещества как общие вопросы химической науки. Особенности многообразия химических структур и теория квантовой химии. Смеси, эквивалент и количество вещества.
  
  лекция [759,9 K], добавлен 18.10.2013
  

• Соли

  Определение и классификация солей, уравнения реакций их получения. Основные химические свойства солей, четыре варианта гидролиза. Качественные реакции на катионы и анионы. Сущность процесса диссоциации. Устойчивость некоторых солей к нагреванию.
  
  реферат [12,9 K], добавлен 25.02.2009
  

• Элементы теории катализа

  Скорость химической реакции. Классификация каталитических процессов. Гомогенный катализ. Кислотный катализ в растворе. Энергетические профили некаталитического и каталитического маршрутов химической реакции. Активированный комплекс типа Аррениуса.
  
  реферат [151,6 K], добавлен 30.01.2009
  

• Роль химии в естествознании

  Происхождение термина "химия". Основные периоды развития химической науки. Типы наивысшего развития алхимии. Период зарождения научной химии. Открытие основных законов химии. Системный подход в химии. Современный период развития химической науки.
  
  реферат [30,3 K], добавлен 11.03.2009
  

• главная
• рубрики
• по алфавиту
• вернуться в начало страницы
• вернуться к началу текста
• вернуться к подобным работам