Законы химии

Констамнта равновемсия -- величина, определяющая для данной химической реакции соотношение между термодинамическими активностями (либо, в зависимости от условий протекания реакции, парциальными давлениями, концентрациями или фугитивностями) исходных веществ и продуктов в состоянии химического равновесия (в соответствии с законом действующих масс). Зная константу равновесия реакции, можно рассчитать равновесный состав реагирующей смеси, предельный выход продуктов, определить направление протекания реакции.

Положение химического равновесия зависит от следующих параметров реакции: температуры, давления и концентрации. Влияние, которое оказывают эти факторы на химическую реакцию, подчиняются закономерности, которая была высказана в общем виде в 1884 году французским ученым Ле-Шателье. Современная формулировка принципа Ле-Шателье такова:

Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать внешнее воздействие, то система перейдет в другое состояние так, чтобы уменьшить эффект внешнего воздействия.

1. Влияние температуры. В каждой обратимой реакции одно из направлений отвечает экзотермическому процессу, а другое - эндотермическому.

N2 + 3H2 2NH3 + Q

Прямая реакция - экзотермическая, а обратная реакция - эндотермическая. Влияние изменения температуры на положение химического равновесия подчиняется следующим правилам:

При повышении температуры химическое равновесие смещается в направлении эндотермической реакции, при понижении температуры - в направлении экзотермической реакции.

2. Влияние давления. Во всех реакциях с участием газообразных веществ, сопровождающихся изменением объема за счет изменения количества вещества при переходе от исходных веществ к продуктам, на положение равновесия влияет давление в системе.

Влияние давления на положение равновесия подчиняется следующим правилам:

При повышении давления равновесие сдвигается в направлении образования веществ (исходных или продуктов) с меньшим объемом; при понижении давления равновесие сдвигается в направлении образования веществ с большим объемом



Таким образом, при переходе от исходных веществ к продуктам объем газов уменьшился вдвое. Значит, при повышении давления равновесие смещается в сторону образования NH3, о чем свидетельствуют следующие данные для реакции синтеза аммиака при 400 0С:

давление, МПа	0,1	10	20	30	60	100
объемная доля NH3, %	0,4	26	36	46	66	80

3. Влияние концентрации. Влияние концентрации на состояние равновесия подчиняется следующим правилам:

При повышении концентрации одного из исходных веществ равновесие сдвигается в направлении образования продуктов реакции; при повышении концентрации одного из продуктов реакции равновесие сдвигается в направлении образования исходных веществ.

14. Растворы, как многокомпонентные системы. Ионные уравнения реакций. Условия смещения ионных равновесий

Раствор - гомогенная многокомпонентная система. Для веществ с близкими свойствами и неограниченной взаимной растворимостью понятия “растворитель” и “растворенное вещество” относительны. При ограниченной взаимной растворимости растворителем считают тот компонент, структуру которого сохраняет раствор.

Растворимостью вещества называется его максимально возможная, равновесная при данной температуре концентрация. В большинстве таблиц она задается в граммах вещества, содержащегося в 100 г растворителя. Раствор, находящийся в равновесии с растворенным веществом, называется насыщенным. Насыщенный раствор представляет собой гетерогенную систему.

Дисперсными системами называются системы, состоящие из некоторого вещества, в котором в очень мелком виде распределено другое вещество. Распределенное вещество называется дисперсной фазой, а вещество, в котором распределена дисперсная фаза - дисперсионной средой. Если частицы дисперсной фазы имеют размер порядка размеров молекул (<10-8 м), то дисперсную систему. Различные типы дисперсных систем являются предметом изучения в Коллоидной химии - одном из важнейших разделов химической науки, называют раствором (истинным раствором).

Простейшие составные части раствора, которые могут быть выделены в чистом виде, называются компонентами раствора. Обычно компонент, находящийся в избытке, считают растворителем, а остальные - растворенными веществами. Если один из компонентов - вода, то ее обычно принимают за растворитель.

Концентрация - величина, выражающая относительное содержание данного компонента в растворе. Существуют следующие основные способы выражения концентрации растворов.

Массовая доля - величина, показывающая, какую долю от массы раствора составляет масса растворенного вещества:

Молярная концентрация (молярность) - величина, показывающая, сколько молей растворенного вещества содержится в 1 литре раствора:



(моль/л),

где нв-ва - количество растворенного вещества в растворе, моль; Vр-ра - объем раствора, л.

Нормальная концентрация (нормальность, эквивалентная концентрация) - величина, показывающая, сколько эквивалентов растворенного вещества содержится в 1 литре раствора:

(экв/л),

где nв-ва - количество растворенного вещества в растворе, экв; Vр-ра - объем раствора, л.

Довольно часто химический эквивалент трактуется не как единица количества вещества, а как условная частица. Тогда nв-ва необходимо воспринимать как количество молей эквивалента.

Моляльная концентрация (моляльность) - величина, показывающая, сколько молей растворенного вещества в растворе приходится на 1 кг растворителя:

(моль/кг)

где нв-ва - количество растворенного вещества в растворе, моль; mр-ля - масса растворителя в растворе, кг.

Титр - величина, показывающая, какая масса растворенного вещества содержится в 1 мл раствора:

(г/мл)

где mв-ва - масса растворенного вещества в растворе, г; Vр-ра - объем раствора, мл.

Мольная доля вещества в растворе представляет собой отношение числа молей этого вещества к суммарному количеству молей всех компонентов раствора:

,

где нв-ва - число молей компонента, для которого определяется мольная доля; n - количество компонентов раствора.

Растворимость - способность вещества растворяться в том или ином растворителе. Она характеризуется концентрацией насыщенного раствора. Растворимость часто выражают количеством граммов растворяемого вещества в 100 г растворителя. Если раствор содержит растворенного вещества больше, чем это соответствует растворимости при данной температуре, то он называется пересыщенным. Возможность существования пересыщенного раствора объясняется трудностью возникновения центров кристаллизации. В случае растворения твердых или жидких веществ в жидкостях растворимость возрастает с повышением температуры, а для газов - убывает. На растворимость газов большое влияние оказывает давление.

Ионные реакции -- реакции между ионами в растворе.

AgNO3 + NaCl = NaNO3 + AgCl

можно представить в ионном виде (реакция расписывается на ионы, не расписываются осадки, газы, вода, слабые кислоты и основания, а также малорастворимые и нерастворимые соединения) например AgCl нерастворим в воде и на ионы не расписывается:

Ag+ + NO3? + Na+ + Cl? = AgCl + Na+ + NO3?

Одинаковые ионы сокращаются и получается сокращенное ионное уравнение. Так как взаимодействие произошло между ионами Ag+ и ионами Cl?, то выражение

Ag+ + Cl? = AgCl

и есть ионное уравнение рассматриваемой реакции. Оно проще молекулярного и в то же время отражает сущность происходящей реакции.

Смещение ионных равновесий

Ионное равновесие, как и любое другое, смещается при изменении концентрации одного из ионов. Например, если в раствор уксусной кислоты, диссоциирующей по уравнению

CH3COOHH+ + CH3COO-

ввести какую-либо соль этой кислоты и тем самым увеличить концентрацию ионов CH3COO-, то в соответствии с принципом Ле-Шателье * равновесие смещается влево. Отсюда следует, что введение в раствор слабого электролита * одноименных ионов (т.е. ионов, одинаковых с одним из ионов электролита) уменьшает степень диссоциации * этого электролита.

Аналогично нарушается равновесие в случае малорастворимого электролита (соли). Например, если к насыщенному раствору сульфата кальция CaSO4 добавить другой, хорошо растворимый сульфат (K2SO4), то вследствие увеличения концентрации ионов SO42- равновесие сместится в сторону образования кристаллов (образуется осадок CaSO4). Этот процесс прекратится, когда произведение концентраций [Ca2+] и [SO42-] станет равно произведению растворимости *, т.е. установится новое состояние равновесия.

На основании рассмотренных примеров можно сделать следующий вывод: реакции в растворах электролитов всегда идут в сторону образования наименее диссоциированных или наименее растворимых веществ. Из этого, в частности, следует, что сильные кислоты вытесняют слабые из растворов их солей:

CH3COONa + HCl = CH3COOH + NaCl

Суть этой реакции более точно отражается ионно-молекулярным уравнением, где формулы слабых электролитов записаны в виде молекул, а сильных - в виде ионов:

CH3COO- + Na+ + H+ + Cl- = CH3COOH + Na+ + Cl-

или в сокращенном видеСокращенное ионное уравнение отражает самую суть происходящего процесса. Вступают в реакцию или образуются в ней в действительности только те частицы (ионы или молекулы), которые записаны в сокращенном уравнении.:

CH3COO- + H+ = CH3COOH

Аналогично протекают реакции между сильными основаниями и солями слабых оснований. Например:

FeSO4 + 2 NaOH = Na2SO4 + Fe(OH)2

Fe2+ + SO42- + 2 Na+ + 2 OH- = SO42- + 2 Na+ + Fe(OH)2

Fe2+ + 2 OH- = Fe(OH)2



15. Способы выражения концентрации растворов и их взаимные перерасчеты

Концентрация -- величина, характеризующая количественный состав раствора.

Согласно правилам ИЮПАК, концентрацией растворённого вещества (не раствора) называют отношение количества растворённого вещества или его массы к объёму раствора (моль/л, г/л), то есть это отношение неоднородных величин.

Массовая доля

Массовая доля -- отношение массы растворённого вещества к массе раствора. Массовая доля измеряется в долях единицы или в процентах.

,

где:

· m1 -- масса растворённого вещества, г ;

· m -- общая масса раствора, г.

Массовое процентное содержание компонента, m% m%=(mi/Уmi)*100

Объёмная доля

Объёмная доля -- отношение объёма растворённого вещества к объёму раствора. Объёмная доля измеряется в долях единицы или в процентах.

,

где:

· V1 -- объём растворённого вещества, л;

· V -- общий объём раствора, л.

Молярность (молярная объёмная концентрация)

Молярная концентрация -- количество растворённого вещества (число молей) в единице объёма раствора. Молярная концентрация в системе СИ измеряется в моль/мі, однако на практике её гораздо чаще выражают в моль/л или ммоль/л.

,

где:

· н -- количество растворённого вещества, моль;

· V -- общий объём раствора, л.

Нормальная концентрация (мольная концентрация эквивалента, или просто «нормальность»)

Нормальная концентрация -- количество эквивалентов данного вещества в 1 литре раствора. Нормальную концентрацию выражают в моль-экв/л или г-экв/л (имеется в виду моль эквивалентов). Для записи концентрации таких растворов используют сокращения «н» или «N». Например, раствор содержащий 0,1 моль-экв/л, называют децинормальным и записывают как 0,1 н.

,

где:

· н -- количество растворённого вещества, моль;

· V -- общий объём раствора, л;

· z -- число эквивалентности (фактор эквивалентности ).

Мольная (молярная) доля

Мольная доля -- отношение количества молей данного компонента к общему количеству молей всех компонентов. Мольную долю выражают в долях единицы.

,

где:

· нi -- количество i-го компонента, моль;

· n -- число компонентов;

Моляльность (молярная весовая концентрация, моляльная концентрация)

Моляльность -- количество растворённого вещества (число моль) в 1000 г растворителя. Измеряется в молях на кг, также распространено выражение в «моляльности». Так, раствор с концентрацией 0,5 моль/кг называют 0,5-мольным.

,

где:

· н -- количество растворённого вещества, моль;

· m2 -- масса растворителя, кг.

Следует обратить особое внимание, что несмотря на сходство названий, молярная концентрация и моляльность -- величины различные. Прежде всего, в отличие от молярной концентрации, при выражении концентрации в моляльности расчёт ведут на массу растворителя, а не на объём раствора. Моляльность, в отличие от молярной концентрации, не зависит от температуры.

Титр раствора

Титр раствора -- масса растворённого вещества в 1 мл раствора.

,

где:

· m1 -- масса растворённого вещества, г;

· V -- общий объём раствора, мл;

Формулы перехода от одних выражений концентраций растворов к другим

От массовой доли к молярности:

,

где:

· с -- плотность раствора, г/л;

· щ -- массовая доля растворенного вещества в долях от 1;

· M1 -- молярная масса растворенного вещества, г/моль.

От молярности к нормальности:

,

где:

· M -- молярность, моль/л;

· z -- число эквивалентности.

От массовой доли к титру:

,

где:

· с -- плотность раствора, г/л;

· щ -- массовая доля растворенного вещества в долях от 1;

От молярности к титру:

,

где:

· M -- молярность, моль/л;

· M1 -- молярная масса растворенного вещества, г/моль.

От молярности к моляльности:

От молярности к моляльности:

,

где:

· M -- молярность, моль/л;

· с -- плотность раствора, г/мл;

· M1 -- молярная масса растворенного вещества, г/моль.

От моляльности к мольной доле:

,

где:

· mi -- моляльность, моль/кг;

· M2 -- молярная масса растворителя, г/моль.



16. Растворимость, произведение растворимости (ПР). Объяснить на примере аргентум сульфида

Растворимость вещества -- способность образовывать с другим веществом однородную, термодинамически устойчивую систему переменного состава, состоящую из двух или большего числа компонентов. Такие системы возникают при взаимодействии газов с жидкостями, жидкостей с жидкостями и т.д. Соотношение компонентов может быть либо произвольным, либо ограниченным некоторыми пределами. В последнем случае Р. называют ограниченной. Мерой Р. вещества при данных условиях служит концентрация его насыщенного раствора. Р. различных веществ в определённом растворителе зависит от внешних условий, прежде всего -- от температуры и давления. Давление наиболее сильно сказывается на Р. газов. Изменение внешних условий влияет на Р. в соответствии с принципом смещения равновесий (Ле Шателье -- Брауна принцип).Для наиболее важных растворителей составлены таблицы Р. различных веществ в зависимости от внешних условий или только для стандартных условий.

Произведение растворимости -- произведение концентраций ионов в насыщенном растворе малорастворимого сильного электролита. Показатели степени для концентраций, входящих в П. р., равны коэффициенту при соответствующем ионе в уравнении диссоциации электролита. Для неидеальных растворов концентрации должны быть заменены на активности и полученное произведение называется произведением активностей. При данной температуре и в данном растворителе П. р. для каждого электролита есть характерная постоянная величина.

Пример. Записать выражение для произведения растворимости сульфида серебра Ag2S.

Сульфимд серебрам(I) -- неорганическое вещество с химической формулой Ag2S, принадлежащее к классу бинарных соединений, также может рассматриваться как соль серебра и сероводородной кислоты.

Сульфид серебра -- твердое вещество серо-чёрного цвета, является наименее растворимым в воде соединением серебра, в очень тонких пленках придает металлическому серебру розоватую окраску

Итак, в общем виде выражение для ПР вещества АnBm (n и m - индексы), которое диссоциирует в соответствии с уравнением: AnBm nA m+ + mB n- (m+ и n- - заряды ионов), выглядит так:

ПР(AnBm) = nСn • mСm = mnС(m+n) Пр=[A +m]n •[B -n]m

Ag2S = 2 Ag + + S 2-, значит n=2 и m=1

ПР(Ag2S) = [Ag+]2 * [S2-]

[Ag+] = 2С; [S2-] = С,

где С - растворимость соли в воде, С=2,48•10 -5моль/л

ПР(Ag2S) = (2С)2 * С = 4С3=4•(2,48•10 -5)3 = 9,92•10 -15

17. Электролитическая диссоциация. Особенности воды, как растворителя. Зависимость диссоциации от характера химических связей в молекулах электролитов. Сила электролитов. Степень диссоциации. Константа диссоциации

Согласно теории электролитической диссоциации, соли, кислоты, гидроксиды, растворяясь в воде, полностью или частично распадаются на самостоятельные частицы - ионы.

Процесс распада молекул веществ на ионы под действием полярных молекул растворителя называют электролитической диссоциацией.

Наиболее распространенным растворителем является вода. Вода, как полярный растворитель, гидротирует заряженные частицы и при этом выделяется теплота гидратации. Вода уменьшает взаимодействие ионов в растворе, т.к. обладает большой диэлектрической проницаемостью (e=78).

Для характеристики кислотности (щелочности) среды введен специальный параметр - водородный показатель среды pH, определяемый как взятый с обратным знаком десятичный логарифм активности ионов водорода в растворе: pH=-lgAH+. По аналогии с pH вводится и pOH=-lgAOH- Водородный показатель определяет характер раствора. При 295К среда нейтральна при pH=7. При росте температуры pH нейтральной среды возрастает.

Благодаря полярности молекул и способности образовывать водородные связи вода легко растворяет ионные соединения (соли, кислоты, основания). Хорошо растворяются в воде и некоторые неионные, но полярные соединения, т. е. в молекуле которых присутствуют заряженные (полярные) группы, например сахара, простые спирты, аминокислоты. Вещества, хорошо растворимые в воде, называются гидрофильными (от греч. hygros-- влажный и philia -- дружба, склонность). Когда вещество переходит в раствор, его молекулы или ионы могут двигаться более свободно и, следовательно, реакционная способность вещества возрастает.

Это объясняет, почему вода является основной средой, в которой протекает большинство химических реакций, а все реакции гидролиза и многочисленные окислительно-восстановительные реакции идут при непосредственном участии воды.

Вещества, плохо или вовсе нерастворимые в воде, называются гидрофобными (от греч.phobos -- страх). К ним относятся жиры, нуклеиновые кислоты, некоторые белки. Такие вещества могут образовывать с водой поверхности раздела, на которых протекают многие химические реакции. Следовательно, тот факт, что вода не растворяет неполярные вещества, для живых организмов также очень важен. К числу важных в физиологическом отношении свойств воды относится ее способность растворять газы (О2, С и др.).

Причины электролитической диссоциации обусловлены:

· характером химических связей в соединениях (к электролитам относятся вещества с ионной или ковалентной сильнополярной связью)

· характером растворителя: молекула воды полярна, т.е. является диполем

Таким образом, электролитической диссоциацией называют процесс распада ионных или полярных соединений на ионы под действием полярных молекул растворителя.

Механизм электролитической диссоциации.

Теорию Аррциуса значительно развили русские ученые И.А.Каблуков и В.А. Кистяковский, они доказали, что при растворении электролита происходит химическое взаимодействие растворенного вещества с водой, которое приводит к образованию гидратов, а затем они диссоциируют на ионы, т.е. в растворе находятся гидратированные ионы.

Легче всего диссоциация вещества с ионной связью. Последовательность процессов происходящих при диссоциации веществ с ионной связью (солей, щелочей) будет такой:

· ориентация молекул диполей воды около ионов кристалла

· гидратация (взаимодействие) молекул воды с ионами поверхностного слоя кристалла

· диссоциация (распад) кристалла электролита на гидратированные ионы.

С учетом гидратации ионов уравнение диссоциации выглядит так:

NaCI + X H2O Na + n * H2O + CI - n * H2O

Так как состав гидратированных ионов не всегда постоянен, уравнение записывают сокращенно:

NaCI Na+ + CI-

Аналогично происходит и процесс диссоциации веществ с полярной связью, последовательность происходящих процессов следующая:

· ориентация молекул воды вокруг полюсов молекулы электролита

· гидратация (взаимодействие) молекулы воды с молекулами электролита

· ионизация молекул электролита (превращение ковалентной полярной связи в ионную)

· диссоциация (распад) молекул электролита на гидратированные ионы.

HCI + H2O H3O++ CI-

HCI H+ + CI-

В процессе диссоциации ион водорода в свободном виде не встречается, только в виде иона гидроксония H3O+.

Вещества, распадающиеся в растворах или расплавах на ионы, называют электролитами. Электролитами являются соли, кислоты и основания.

При растворении в воде электролиты распадаются (диссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы. Положительно заряженные ионы называются катионами; например, ионы водорода и металлов. Отрицательно заряженные ионы называются анионами; к ним принадлежат ионы кислотных остатков, гидроксид-ионы.

Степень диссоциации. Сила электролитов.

Чаще всего в растворе лишь часть электролита диссоциирует на ионы, поэтому существует понятие степени диссоциации.

Степенью диссоциации электролита называется отношение числа его молекул, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу его молекул в растворе.

В связи с этим электролиты можно разделить на две группы - сильные и слабые электролиты. Сильные электролиты в водных растворах диссоциированы практически полностью. Понятие степени диссоциации к ним не применимо. Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют только частично, и в растворе устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами.

К сильным электролитам принадлежат почти все соли; из кислот и оснований к ним относятся HNO3, HCIO4, НСI, HBr, HI, КОН, NaOH, Ba(OH)2 и Са(ОН)2.

К слабым электролитам относится большинство органических кислот, а из важнейших неорганических соединений к ним принадлежат Н2СО3, H2S, HCN, H2SiО3и NH4OH.

Степень диссоциации принято обозначать греческой буквой Ь и выражать либо в долях единицы, либо в процентах. Так, для 0,1 н. раствора СН3СООН Ь = 0,013 (или 1,3%), а для 0,1 н. раствора HCN Ь = 10?4 (или 0,01%).

Константа диссоциации. К равновесию, которое устанавливается в растворе слабого электролита между молекулами и ионами, можно применить законы химического равновесия и записать выражение константы равновесия. Например, для диссоциации уксусной кислоты

СН3СООН > Н+ + СН3СОО?

константа равновесия имеет вид:

К = ([Н+] [СНзСОО?])/[СНзСООН]

Здесь в числителе дроби стоят концентрации ионов -- продуктов диссоциации, а в знаменателе -- концентрация недиссоциированных молекул.

Константа равновесия, отвечающая диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации. Величина К зависит от природы электролита и растворителя, а также от температуры, но не зависит от концентрации раствора. Она характеризует способность данного вещества распадаться на ионы: чем выше К, тем легче электролит диссоциирует.

18. Электролитическая диссоциация, зависимость ее от характера химической связи в молекулах электролитов. Определение кислот, оснований и солей с точки зрения электролитической диссоциации

Причину отклонения от законов Вант-Гоффа и Рауля впервые установил в 1887 г шведский ученый Сванте Аррениус, предложив теорию электролитической диссоциации, которая основывается на двух постулатах:

· Вещества, растворы которых являются электролитами (т.е. проводят электрический ток), при растворении распадаются на частицы (ионы), которые образуются в результате диссоциации растворенного вещества. Число частиц при этом увеличивается. Ионы, заряженные положительно получили название катионы, т.к. под действием электрического поля движутся к катоду.

Ионы заряженные отрицательно - анионы, т.к. под действием электрического поля движутся к аноду. К электролитам относятся соли, кислоты и основания.

AI (NO3)3 AI і+ + NO3П

· Электролиты диссоциируют не полностью. Способность вещества к диссоциации характеризуется значением степени электролитической диссоциации - . Степенью электролитической диссоциации называется отношение количества вещества электролита, распавшегося на ионы, к общему количеству растворенного электролита.

Причины электролитической диссоциации обусловлены:

· характером химических связей в соединениях (к электролитам относятся вещества с ионной или ковалентной сильнополярной связью)

· характером растворителя: молекула воды полярна, т.е. является диполем

Таким образом, электролитической диссоциацией называют процесс распада ионных или полярных соединений на ионы под действием полярных молекул растворителя.

Механизм электролитической диссоциации.

Теорию Аррциуса значительно развили русские ученые И.А.Каблуков и В.А. Кистяковский, они доказали, что при растворении электролита происходит химическое взаимодействие растворенного вещества с водой, которое приводит к образованию гидратов, а затем они диссоциируют на ионы, т.е. в растворе находятся гидратированные ионы.

Легче всего диссоциация вещества с ионной связью. Последовательность процессов происходящих при диссоциации веществ с ионной связью (солей, щелочей) будет такой:

· ориентация молекул диполей воды около ионов кристалла

· гидратация (взаимодействие) молекул воды с ионами поверхностного слоя кристалла

· диссоциация (распад) кристалла электролита на гидратированные ионы.

С учетом гидратации ионов уравнение диссоциации выглядит так:

NaCI + X H2O = Na + n * H2O + CI - n * H2O

Так как состав гидратированных ионов не всегда постоянен, уравнение записывают сокращенно:

NaCI = Na+CI-

Аналогично происходит и процесс диссоциации веществ с полярной связью, последовательность происходящих процессов следующая:

· ориентация молекул воды вокруг полюсов молекулы электролита

· гидратация (взаимодействие) молекулы воды с молекулами электролита

· ионизация молекул электролита (превращение ковалентной полярной связи в ионную)

· диссоциация (распад) молекул электролита на гидратированные ионы.

HCI + H2O = H3O++ CI-

HCI = H+ + CI-

В процессе диссоциации ион водорода в свободном виде не встречается, только в виде иона гидроксония H3O+.

Кислоты. При диссоциации любой кислоты образуются ионы водорода. Поэтому все свойства, которые являются общими для водных растворов кислот, мы должны объяснить присутствием гидратированных ионов водорода. Поэтому теория электролитической диссоциации определяет кислоты как электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода.

У сильных кислот, диссоциирующих нацело, свойства кислот проявляются в большей степени, у слабых -- в меньшей. Чем лучше кислота диссоциирует, т. е. чем больше ее константа диссоциации, тем она сильнее.

Основания. Поскольку общим для всех растворов оснований является присутствие в них гидроксид-ионов, то ясно, что носителем основных свойств является гидроксид-ион. Поэтому с точки зрения теории электролитической диссоциации основания -- это электролиты, диссоциирующие в растворах с отщеплением гидроксид-ионов.

Существуют гидроксиды, способные вступать во взаимодействие и образовывать соли не только с кислотами, но и с основаниями. К таким гидроксидам принадлежит гидроксид цинка. При взаимодействии его, например, с соляной кислотой получается хлорид цинка:

Zn (OH)2 + 2НС1 = ZnCl2 + 2Н2О

а при взаимодействии с гидроксидом натрия -- цинкат натрия:

Zn (OH)2 + 2NaOH = Na2ZnО2 + 2Н2О

Гидроксиды, обладающие этим свойством, называются амфотерными гидроксидами или амфотерными электролитами. К таким гидроксидам относятся также гидроксиды алюминия, хрома и некоторые другие.

Явление амфотерности объясняется тем, что в молекулах амфотерных электролитов прочность связи между металлом и кислородом незначительно отличается от прочности связи между кислородом и водородом. Диссоциация таких молекул возможна, следовательно, по местам обеих этих связей. Если обозначить амфотерный электролит формулой ROH, то его диссоциацию можно выразить схемой

H++RO? < ROH > R+ + OH?

Явление амфотерности наблюдается также среди некоторых органических соединений. Важную роль оно играет в биологической химии; например, белки -- амфотерные электролиты.

Соли. Соли можно определить как электролиты, которые при растворении в воде диссоциируют, отщепляя положительные ионы, отличные от ионов водорода, и отрицательные ионы, отличные от гидроксид-ионов. Как правило, соли хорошо диссоциируют, и тем лучше, чем меньше заряды ионов, образующих соль. При растворении кислых солей в растворе образуются катионы металла, сложные анионы кислотного остатка, а также ионы, являющиеся продуктами диссоциации этого сложного кислотного остатка, в том числе ионы Н+.. Например, при растворении гидрокарбоната натрия диссоциация протекает согласно следующим уравнениям:

NaHCO3 = Na+ + НСО ?3

НСО?3 = Н+ + СО?3

При диссоциации основных солей образуются анионы кислоты и сложные катионы, состоящие из металла и гидроксогрупп. Эти сложные катионы также способны к диссоциации. Поэтому в растворе основной соли присутствуют ионы ОН?. Например, при растворении хлорида гидроксомагния диссоциации протекает согласно уравнениям:

MgOHCl = MgOH+ + Сl?

MgOH+= Mg2+ + ОН?

Известны химические реакции, протекающие с участием кислот и оснований, к которым теория электролитической диссоциации неприменима. Кислоты и основания могут реагировать друг с другом, не будучи диссоциированы на ионы. Так, безводный хлороводород, состоящий только из молекул, легко реагирует с безводными основаниями.



19. Сильные электролиты - диссоциация, количественная характеристика диссоциации сильных электролитов. Расчет концентрации ионов в растворах солей, щелочи, сильных кислот

Согласно теории электролитической диссоциации, соли, кислоты, гидроксиды, растворяясь в воде, полностью или частично распадаются на самостоятельные частицы - ионы.

Процесс распада молекул веществ на ионы под действием полярных молекул растворителя называют электролитической диссоциацией. Вещества, диссоциирующие на ионы в растворах, называют электролитами.

Для количественной характеристики процесса диссоциации введено понятие степени диссоциации. Степенью диссоциации электролита (б) называется отношение числа его молекул, распавшихся в данном растворе на ионы (n), к общему числу его молекул в растворе (N), или

б =.

Степень электролитической диссоциации принято выражать либо в долях единицы, либо в процентах. Электролиты со степенью диссоциации больше 0,3 (30%) обычно называют сильными, со степенью диссоциации от 0,03 (3%) до 0,3 (30%)--средними, менее 0,03 (3%)--слабыми электролитами. Так, для 0,1 M раствора CH3COOH б = 0,013 (или 1,3 %).

Сильные электролиты диссоциируют практически полностью (б = 1).

К сильным электролитам относятся:

1) кислоты (H2SO4, HCl, HNO3, HBr, HI, HClO4, HМnO4);

2) основания - гидроксиды металлов первой группы главной подгруппы (щелочи) - LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, а также гидроксиды щелочноземельных металлов - Ba(OH)2, Ca(OH)2, Sr(OH)2;.

3) соли, растворимые в воде

20. Слабые электролиты - ступенчатая диссоциация, количественная характеристика слабых электролитов, расчет концентрации ионов в растворах слабых кислот и оснований, влияние добавления одноименных ионов на диссоциацию слабых электролитов

Слабые электролиты имеют степень диссоциации меньше 2% (a< 0,02). К ним относятся:

· слабые неорганические кислоты (Н2СО3, Н2S, НNO2, HCN, H2SiO3 и др.) и все органические, например, уксусная кислота (CH3COOH);

· нерастворимые гидроксиды, а также растворимый гидроксид NH4OH;

· нерастворимые соли.

Многоосновные кислоты, а также основания двух- и более валентных металлов диссоциируют ступенчато. В растворах этих веществ устанавливаются сложные равновесия, в которых участвуют ионы различного заряда.

Каждую ступень характеризуют своим значением константы диссоциации, например:

Первое равновесие - диссоциация по первой ступени- характеризуется константой диссоциации,обозначаемой К1,а второе - диссоциация по второй ступени -константой диссоциации К2.ВеличиныК, К1 иК2связаны друг с другом соотношением

К=К1К2

При ступенчатой диссоциации веществ распад по последующей ступени всегда происходит в меньшей степени, чем по предыдущей. Соблюдается неравенство:

Это объясняется тем, что энергия, которую нужно затратить для отрыва иона, минимальна при отрыве его от нейтральной молекулы и становится больше при диссоциации по каждой следующей ступени.

Например, серная кислота H2SO4 - сильная двухосновная кислота, диссоциирует в две ступени.

H2SO4 - H+ + HSO4Ї

HSO4Ї - H+ + SO42-

Степень диссоциации (б) серной кислоты по каждой ступени близка к 1, поэтому для серной кислоты можно записать суммарное уравнение диссоциации:

H2SO4 - 2H+ + SO42-

Для слабых многоосновных кислот суммарное уравнение диссоциации писать некорректно, т.к. наибольшую концентрацию ионов водорода обеспечивает диссоциация по I ступени.

H2S - H+ + HSЇ Кд I = 8,9 • 10-8

HSЇ - H+ + S2- Кд II = 1,3 • 10-15

Значения двух констант диссоциации показывают, что процесс диссоциации по второй ступени практически не протекает.

Все вышесказанное относится и к растворам многокислотных сильных и слабых гидроксидов (оснований).

Например, гидроксид бария Ba(OH)2 - сильный гидроксид:

Ba(OH)2 - BaOH+ + OHЇ

BaOH+ - Ba2+ + OHЇ

Ba(OH)2 - Ba2+ + 2OHЇ

Гидроксид магния Mg(OH)2 - слабый гидроксид:

Mg(OH)2 - MgOH+ + OHЇ

MgOH+ - Mg2+ + OHЇ

Закон разбавления Оствальда

Пусть для слабого электролита

С - концентрация электролита; б - степень диссоциации; С.б - концентрация каждого из ионов; С.(1 - б) - концентрация недиссоциированных молекул.

Тогда выражение КД запишется:

,

Для разбавленных растворов, если б << 1, то , откуда

.

Полученное выражение показывает, что степень диссоциации возрастает при разбавлении, и выражает закон разбавления Оствальда.

Итак, поведение слабых электролитов описывается законом Оствальда, а сильных - моделью ионной атмосферы. Но общей теории не создано.

21. Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель рН и гидроксильный показатель рОН, определение рН растворов сильных и слабых кислот

Среди слабых электролитов как один из важнейших растворителей выделяется вода (при 18 °С степень диссоциации воды равна 1,5*10-9). Вода является одним из самых сложных объектов в химии, поскольку в ней наличествуют структурирующие водородные связи такой энергии, которая хотя и не обеспечивает строгой регулярности расположения молекул как в кристаллах, но все-таки не допускает и большого термодинамического хаоса. Картину усложняет то, что вода самопроизвольно диссоциирует на ионы, которые, в свою очередь, вступают во взаимодействие с молекулами воды и их ассоциатами. Это приводит к тому, что жидкая вода имеет очень сложную и динамичную структуру.

Однако для наших целей рассмотрим простейшую модель жидкой воды, состоящей только из молекул H2O. В этом случае диссоциацию воды можно описать схемой:H2O ? H+ + OH-

Изучение очищенной от примесей воды показало, что она обладает электропроводностью, повышающейся с ростом температуры. Это можно объяснить небольшой самодиссоциацией воды на ионы водорода и гидроксид-ионы (автопротолизом):

По величине электрической проводимости чистой воды можно вычислить концентрацию ионов гидроксония Н3О+ и гидроксид-ионов в воде. При 25є С она равна 10?7 моль/л.

Константа диссоциации воды может быть вычислена по уравнению

,

Перепишем это уравнение следующим образом:

Поскольку степень диссоциации воды очень мала, то концентрация недиссоциированных молекул Н2О в воде равна общей концентрации воды, т.е. 55,55 моль/л (1 л содержит 1000 г воды, т.е. 1000/18 = 55,55 моль). В разбавленных растворах концентрацию воды можно считать такой же.

Поэтому, заменив произведение Кд 55,55 = Кв новой константой Кв, будем иметь:

[H3O+][OH?] = Kв.

Полученное уравнение показывает, что для воды и разбавленных водных растворов при неизменной температуре произведение концентраций ионов гидроксония и гидроксид-ионов есть величина постоянная. Она называется ионным произведением воды.

Численное ее значение можно получить, если подставить концентрации ионов гидроксония и гидроксид-ионов. В чистой воде при 25єС [H3O+] = [OH?] = 1·10?7 моль/л. Поэтому для указанной температуры:

Кв = 10?7.10?7 =10?14.

Диссоциацию воды часто записывают в более простом виде:

Н2О = Н+ + ОН?.

Кв - не зависит от концентрации ионов Н+ и ОН?. Так, если в воду добавить кислоты, концентрация ионов Н+ резко возрастет. Тогда за счет подавления диссоциации воды равновесие этого процесса сместится влево и концентрация ионов ОН? уменьшится, но ионное произведение воды останется неизменным.

Водородный показатель рН. В соответствии теорией электролитической диссоциации ионы Н+ являются носителями кислотных свойств, а ионы ОН? - носителями основных свойств. Поэтому раствор будет нейтральным, когда

;

;

Для характеристики кислотности (щелочности) среды введен специальный параметр - водородный показатель, или pH.

Водородным показателем, или pH, называется взятый с обратным знаком десятичный логарифм концентрации водородных ионов в растворе:

Из ионного произведения следует:

рН + рОН = 14.

Таким образом, зная рОН, можно легко рассчитать рН, и наоборот, по известному значению рН легко определяется рОН.

Величина рН может служить критерием силы кислоты или основания. В ряду кислот наиболее сильной будет та, у которой при одинаковой молярной концентрации, концентрация ионов Н+ выше (рН ниже).

Водородный показатель имеет важное значение для жизнедеятельности организма, так в норме рН сыворотки крови равен 7,40, слюны - 6,35 - 6,85, желудочного сока 0,9 - 1,1. Отклонение рН от нормальных значений приводит к расстройству деятельности организма.

Расчет рН в растворах сильных кислот.

Расчет рН в растворах сильных одноосновных кислот и оснований проводят по формулам (1-2):

рН = - lg Cк (1)

рН =14 + lg Со (2)

Где Cк, Со -молярная концентрация кислоты или основания, моль/л

Пример 1. Вычислить рН, рОН, Н+, ОН- в 0.01М HCl.

Решение. Соляная кислота относится к сильным кислотам, поэтому можно принять концентрацию ионов водорода равной концентрации кислоты Н+ =0.01моль/л. Значение рН вычисляется по формуле ( 1) и равно рН= -lg 0.01 =2. Концентрацию гидроксид-ионов можно найти, зная величину ионного произведения воды:

ОН- =10-14/Н+ = 10-14/0.01 = 10-12 Значение рOH = -lg 10-12 =12

Кроме того величину рОН можно найти из известного равенства (3) рН + рОН = 14

Расчет рН в растворах слабых кислот

Расчет рН в растворах слабых одноосновных кислот и оснований проводят по формулам (4-5)

рН = 1/2 (рКк - lgCк) (4)

рН = 14 - 1/2( рКО - lg CО) (5)

Пример Вычислить рН при сливании 100мл соляной кислоты с Т=0.07300г/мл со 100мл раствора соляной кислоты с Т (HCl/NaOH) =0.004000г/мл.

Решение. Значение рН после сливания двух растворов будет определяться суммарной концентраций ионов водорода, которая находится по формуле (6):

(СмV)1 + ( СмV)2 = ( СмV)3 (6),

V3 =V1 + V2

Молярная концентрация ионов водорода в первом растворе находится по формуле

СМ (HCl)= Т(HC)1000/М(HCl)=0.073001000/36.5 = 2.0 моль/л;

СМ(HCl)=f СН(HCl); f=1;

СН(HCl)= Т(HCl/NaOH)1000/МЭ(NaOH) =0.0040001000/40 =0.01моль/л.

Молярная концентрация ионов водорода в растворе, полученном после сливания и вычисленная по формуле (6) равна. См = 0.105 моль/л, рН = -lg0.105 =0.98

22. Гидролиз солей, определения. Гидролиз соли по аниону. Гидролиз соли по катиону. Усиление гидролиза солей. Полный гидролиз солей

Гидролиз - это разложение веществ водой. Гидролизу подвергаются углеводы, белки, жиры; в промышленности ведут гидролиз древесины. В неорганической химии чаще приходится иметь дело с гидролизом солей.

Гидролиз солей - это обменное взаимодействие ионов соли с молекулами воды, приводящее к образованию слабого электролита и смещению равновесия электролитической диссоциации воды.

В результате гидролиза в растворе появляется избыток ОН? или Н+, среда становится основной или кислой.

Гидролиз является результатом поляризационного взаимодействия ионов солей с их гидратной оболочкой. Чем значительнее это взаимодействие, тем интенсивнее протекает гидролиз. Сущность гидролиза можно представить следующим образом.

Катионы соли связываются в растворе с гидратирующими их молекулами воды донорно-акцепторной связью. Донор - атомы кислорода воды, акцепторы - катионы, имеющие свободные атомные орбитали.

Анионы соли связываются с молекулами воды водородной связью. Сильное воздействие анионов соли на воду может привести к отрыву протона и тогда образуется анион вида . В зависимости от силы поляризационного влияния катиона и аниона соли на молекулы воды образуются различные продукты гидролиза.

Различают 4 варианта действия воды на соли:

1) Если катионы и анионы незначительно воздействуют на , то взаимодействие соли с практически не происходит. Это относится к солям, образованным сильными основаниями и сильными кислотами, они гидролизу не подвергаются: .

Равновесие диссоциации воды при этом не нарушаются и pH = 7.

2) Если соль образована катионом сильного основания и анионом слабой кислоты

Чем больше влияние анионов, тем интенсивнее гидролиз.

3) Если соль образована катионом слабого основания и анионом сильной кислоты, то происходит гидролиз по катиону.

Здесь гидролиз обусловлен образованием малодиссоциирующих частиц . Равновесие электролитической диссоциации смещается вправо и в растворе появляется избыток ионов , pH < 7, среда кислая, т.е. чем слабее основание, тем полнее будет гидролиз.

4) Если соль образована катионом слабого основания и анионом слабой кислоты, то идет гидролиз по катиону и по аниону(полный гидролиз).

В зависимости от соотношения констант диссоциации образующихся при гидролизе кислоты и основания, растворы солей этого типа могут иметь слабокислую или слабощелочную реакцию, т.е. .

5) Гидролиз некоторых солей, образованных очень слабыми основаниями и кислотами, является необратимым. Это карбонаты и сульфиды хрома, алюминия и железа. Эти соединения нельзя получить в водном растворе, они гидролизуются с образованием гидроксидов и выделением газа:

.

Усилить гидролиз можно тремя способами:

1) прибавлением к раствору соли другого гидролизующегося электролита, кислоты или щелочи;

2) изменением концентрации раствора соли;

3) повышением или понижением температуры раствора соли.

Для усиления гидролиза соли, образованной катионом слабого основания и анионом сильной кислоты, необходимо добавить основание для связывания получающихся в процессе гидролиза ионов водорода:

Kt+ + HOH 5=± KtOH + H+

При добавлении основания произойдет нейтрализация кислоты и динамическое равновесие сдвинется вправо, т. е. гидролиз усилится.

Чтобы усилить гидролиз соли, образованной анионом слабой кислоты и катионом сильного основания (например, CH3COONa), необходимо связать свободные ионы гидроксила, получающиеся в процессе гидролиза. Прибавление кислоты приводит к нейтрализации основания и динамическое равновесие сдвигается вправо, т. е. гидролиз усиливается.

Связать ионы водорода или гидроксила можно добавлением не только щелочей или кислот, но и других электролитов. Этими методами часто пользуются, когда нужно усилить гидролиз.

Зависимость гидролиза от концентрации и температуры раствора. С разбавлением растворов солей степень гидролиза, как правило, увеличивается. Нагревание также способствует усилению гидролиза, так как Kw увеличивается с температурой.

Ступенчатый гидролиз солей, образованных многоосновными кислотами или основаниями, идет преимущественно по первой ступени. Чем слабее основание и кислота или чем меньше растворимость продуктов гидролиза, тем полнее протекает гидролиз.

Например, гидролиз Fe(CH3COO)3 на холоду протекает с образованием Fe(OH)(CH3COO)2. При кипячении раствора Fe(CH3COO)3 выпадает осадок Fe(OH)2(CH3COO).

23. Теория Вернера о составе комплексного соединения: центральный атом, лиганды, координационное число, внутренняя и внешняя сферы. Основные типы комплексных соединений: аминокомплексы, аквакомплексов, гидроксокомплексы, ацидокомплексов, карбонилы. Бикомплексы. Первичная и вторичная диссоциация комплексных соединений. Константа неустойчивости

Основателем координационной теории комплексных соединений является швейцарский химик Альфред Вернер (1866--1919). Координационная теория Вернера 1893 года была первой попыткой объяснить структуру комплексных соединений. В статье «О строении неорганических соединений» Вернер выдвинул координационную теорию, согласно которой в неорганических молекулярных соединениях центральное ядро составляют комплексообразующие атомы. Вокруг этих центральных атомов расположено в форме простого геометрического полиэдра определённое число других атомов или молекул. Число атомов, сгруппированных вокруг центрального ядра, Вернер назвал координационным числом. Он считал, что при координационной связи существует общая пара электронов, которую одна молекула или атом отдает другой. Основу координационной теории Вернера составляют следующие положения:

1. Центральное место в комплексных соединениях занимает комплексообразователь - обычно положительно заряженный ион (чаще всего металл)

2. Вокруг комплексообразователя расположены или координированы лиганды (старое название адденды), т.е. ионы противоположного знака или нейтральные молекулы.

3. Комплексообразователь и лиганды образуют внутреннюю сферу комплексного соединения.

4. Ионы, не вошедшие во внутреннюю сферу, составляют внешнюю сферу комплексных соединений.

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

Комплексообразователь -- центральный атом комплексной частицы. Обычно комплексообразователь -- атом элемента, образующего металл, но это может быть и атом кислорода, азота, серы, йода и других элементов, образующих неметаллы. Комплексообразователь обычно положительно заряжен и в таком случае именуется в современной научной литературе металлоцентром; заряд комплексообразователя может быть также отрицательным или равным нулю.

Лиганды -- атомы или изолированные группы атомов, располагающиеся вокруг комплексообразователя. Лигандами могут быть частицы, до образования комплексного соединения представлявшие собой молекулы (H2O, CO, NH3 и др.), анионы (OH?, Cl?, PO43? и др.), а также катион водорода H+.

Внутренняя сфера комплексного соединения -- центральный атом со связанными с ним лигандами, то есть, собственно, комплексная частица.

Внешняя сфера комплексного соединения -- остальные частицы, связанные с комплексной частицей ионной или межмолекулярными связями, включая водородные.

Координационное число (КЧ) -- число связей, образуемых центральным атомом с лигандами. Для комплексных соединений с монодентантными лигандами КЧ равно числу лигандов, а в случае полидентантных лигандов -- числу таких лигандов, умноженному на дентатность.

Наиболее распространенной в настоящее время является классификация комплексных соединений по характеру координируемых лигандов.

Аминокомплексы - координационные соединения металлов с нейтральными лигандами. Обычно это комплексы катионного типа, например: [PtPy4]Cl2, где Py - молекула пиридина; [PtEn2]Cl2, где En - молекула этилендиамина, и др.

Аквакомплексы представляют собой ионы или молекулы, в которых лигандами служат молекулы воды. К аквакомплексам относятся многие кристаллогидраты, например, [Al(H2O)6]Cl3 (иначе - AlCl3. 6 H2O), [Cr(H2O)6](NO3)3 (иначе - Cr(NO3)3. 6 H2O).

Гидроксокомплексы - комплексные соединения, содержащие в качестве лигандов гидроксид-ионы OH. Гидроксокомплексы образуются в реакциях протолиза из аквакомплексов:

[Al(H2O)6]3+ + H2O [Al(H2O)5(OH)]2+ + H3O+

либо при растворении амфотерных гидроксидов в водных растворах гидроксидов щелочных металлов:

Zn(OH)2 + 2 OH = [Zn(OH)4]2

Водные растворы гидроксокомплексов имеют щелочную реакцию.

В ацидокомплексах лигандами служат анионы кислот, органических и неорганических:

F, Cl, Br, I, CN, NO2, SO42, C2O42, CH3COO и др.

Эту группу комплексных соединений можно подразделить на две части: комплексы с кислородсодержащими лигандами и комплексы с бескислородными (преимущественно галогенидными или псевдогалогенидными) лигандами. Например, к ацидокомплексам с кислородсодержащими лигандами относятся дитиосульфатоаргентат(I)-ион, который получается по обменной реакции:

Ag+ + 2 SO3S2 = [Ag(SO3S)2]3

и гексанитрокобальтат(III)-ион, который осаждается в виде мелких желтых кристаллов калиевой соли при смешивании растворов, содержащих хлорид кобальта(II), нитрит калия и уксусную кислоту:

CoCl2 + 7 KNO2 + 2 CH3COOH = K3[Co(NO2)6] + NO + 2 KCl + 2 CH3COOK + H2O

Карбонильные комплексы. Комплексные соединения, в которых лигандом является карбонил - монооксид углерода СО, называются карбонильными. Степень окисления металла в комплексных карбонилах, как правило, нулевая. Карбонильные комплексы в обычных условиях - кристаллические вещества или жидкости, легколетучие и обладающими низкими температурами плавления и кипения:

соединение	температура плавления, С	соединение	температура плавления, С
[Cr(CO)6]	возгоняется	[Re2(CO)10]	177
[Mo(CO)6]	возгоняется	[Fe(CO)5]	20
[W(CO)6]	возгоняется	[Co2(CO)8]	51
[Mn2(CO)10]	154 (разл.)	[Ni(CO)4]	19

Карбонильные комплексы d-элементов, как правило, диамагнитны. Они практически нерастворимы в воде и относятся к категории неэлектролитов, но хорошо растворимы в органических растворителях; так же, как монооксид углерода, они весьма токсичны.

Более сложны бикомплексы - содержат комплексный катион и комплексный анион:

[Co (NH3)6] [Fe (CN) 6]

Донорно-акцепторная связь в комплексных соединениях является весьма прочной, однако наряду с диссоциацией, в которой отщепляются ионы внешней сферы, в очень незначительной степени разрушается также внутренняя сфера комплекса:

[Ag(NH3)2]Cl > [Ag(NH3)2]+ + Cl- (первичная диссоциация Первичной называется диссоциация, в которой отщепляются ионы внешней сферы. Внутренняя сфера при этом не разрушается.)

[Ag(NH3)2]+ Ag+ + 2 NH3 (вторичная диссоциация Вторичной называется диссоциация, при которой происходит разрушение внутренней сферы комплекса.)

Вторичная диссоциация подчиняется закону действия масс * и характеризуется соответствующей константой равновесия *, которая называется константой нестойкости комплексного иона:

Наиболее устойчивые комплексные соединения имеют наименьшие константы нестойкости. С помощью этих величин можно предсказать течение реакций между комплексными соединениями. Реакция протекает в сторону продуктов с меньшими константами нестойкости. Например, для иона [Ag(NH3)2]+ Kнест=6,8·10-8, а для иона аммония NH4+ Kнест=5,4·10-10, поэтому под действием кислот аммиакат серебра разрушается с образованием ионов Ag+ и NH4+:

[Ag(NH3)2]+ + 2 H+Ag+ + 2 NH4+

[Pt(NH3)4]2+ Kнест=5·10-34

Для комплекса, поэтому он не разрушается даже в концентрированной соляной кислоте.

...