Зайцев О, Учебна книга по химия, сп. Химия № 16
ЗА ОСНОВНИ УЧИТЕЛИ, СТУДЕНТИ ПЕДАГОГИЧЕСКИ И УЧЕНИЦИ ОТ 9-10 КЛАС, РЕШИЛИ ДА СЕ ПОСВЕТЯТ НА ХИМИЯТА И ПРИРОДНИТЕ НАУКИ
УЧЕБНИК ЗАДАЧА ЛАБОРАТОРНИ ПРАКТИКИНАУЧНИ РАЗКАЗИ ЗА ЧЕТЕНЕ
Продължение. Виж бр. 4-14, 16-28, 30-34, 37-44, 47, 48/2002; 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 12, 13, 14, 15, 16, 17, 18, 19, 20, 21, 22, 23, 24, 25-26, 27-28, 29, 30, 31, 32, 35, 36, 37, 39, 41, 42, 43, 44, 46, 47/2003 г.; 1, 2, 3, 4, 5, 7, 11, 13, 14, 16, 17, 20, 22, 24, 29, 30, 31, 34, 35, 39, 41, 42, 45/2004 г.; 2, 3, 5, 8, 10/2005
§ 8.3. Реакции и равновесия в разтвори на комплексни соли
Химията на сложните съединения е също толкова завладяваща и трудна, колкото и органичната химия. Можем да кажем с пълна увереност, че огромен брой неорганични съединения всъщност имат състав, който изобщо не е същият като този, даден от формулите, написани на хартия, а много по-сложен. Това се отнася преди всичко за водни разтвори. По същия начин химичните реакции в повечето случаи не следват уравненията, които са написани в книгите, а по много по-сложни начини, често все още необяснени от науката.
Тук няма да можем да разгледаме дори малка част от химичните реакции, включващи сложни съединения, но ще се съсредоточим само върху няколко.
С помощта на представяния на химията на сложните съединения е възможно да се обясни киселинната среда на разтвори на соли, образувани от слаба основа и силна киселина. По-рано обяснихте средата на разтвор на сол като FeCl3 чрезхидролизана Fe 3+ йона (в първата стъпка):
Fe 3+ + H2O \u003d FeOH 2+ + H +.
Уравнението може да бъде написано по друг начин, представяйки йоните като хидратирани водни молекули:
В същото време високата киселинност на разтвора (съдържа цинкосвобождава водород!) е добре обяснено, ако хидратираният железен йон [Fe(H2O)6] 3+ се счита за киселина:
Напишете уравненията за дисоциацията на хидратиран железен йон във втория и третия етап.
Често чувате за амфотерния характер на алуминиевите и цинковите хидроксиди. Научете как амфотерните свойства се обясняват в химията на комплексните съединения.
Амфотерните свойства се проявяват и в някои метали, като цинк или алуминий. Алуминият се "разтваря" в разтвори както на киселини, така и на основи:
Ако разтвор на натриев хидроксид се добави бавно (защо?) към разтвор на алуминиев хлорид или сулфат (защо?) (но не обратното!) (защо?), се образува бяла утайка от алуминиев хидроксид Al(OH)3 или [Al(OH)3(H2O)3]. Тази утайка се разтваря в киселинни разтвори:
и в алкални разтвори:
Al(OH)3 + ОH–= Al + 2H2O,
В силно алкална среда (при pH> 13) алуминият, както се казва в някои учебници, е под формата на най-простия алуминатен йон Al, съответстващ на алуминиевата киселина HAlO2. Тази формула на киселината се извежда лесно, ако формулата на алуминиевия хидроксид Al(OH)3 се напише като формулата на киселината H3AlO3 и се "извади" от нея формулата на водната молекула. По-правилно е, разбира се, да напишете йонната формула под формата [Al (OH) 4] - която получавате, като прикрепите четири хидроксидни йона към алуминиев йон. Можете да направите подобни манипулации с йони, ако сте забравили формулите на сложните йони, но не забравяйте за координационното число на алуминиевия йон, което е шест с водните молекули и четири с хидроксидните йони.Защо координационните числа на алуминиевия йон са различни? Формулата на Al алуминатния йон не съответства на състава на частиците в алкален разтвор: този йон се хидратира с различен брой водни молекули, за да образува Al•nH2O, например[H2AlO3]–, [H4AlO4]–или [Al(OH)4]–и др. В алкални разтвори йонът Al 3+ координира четири хидроксидни йона и придобива състава [Al(OH)4]–. В по-концентрирани алкални разтвори координационното число на алуминиевия йон нараства до шест и е възможно образуването на [Аl(OH)6] 3–йон. Трябва да се добави към това, че без значение каква разтворена среда обсъждаме, тя не съдържа йони с еднакъв състав, а няколко различни йона в съотношение, което варира в зависимост от разтворената среда. В кисела среда съставът на йона може да включва анионите, присъстващи в разтвора, например [AlCl(H2O)5] 2+.
Виждате как уравненията на химичните реакции стават по-сложни, ако формулите на сложните йони са написани правилно. Но дори горните уравнения не отговарят на действителния състав на йоните. Така хидроксидният йон OH–се хидратира от една водна молекула с образуването на H3 йон, който всъщност е заобиколен от слой водни молекули, но обикновено не записваме формулата му OH–•nH2O в тази форма в уравненията на реакцията.
Беше отбелязано, че образуването на комплекс повишава стабилността на съединенията и йоните. Така комплексната сол [Cu(NH3)4]I2 е много по-стабилна от CuI2. [Co(NH3)6] 3+ солите са много по-стабилни от Co 3+ солите. Йонът Fe 2+ лесно се окислява от кислорода във въздуха и се превръща в Fe 3+, но в състава на двойната сол FeSO4 • (NH4) 2SO4 • 6H2O (сол на Мор) този йон е много стабилен и неговата стабилност, което е особено важно, се запазва във воден разтвор.
Всички проучени преди това термодинамични концепции са напълно приложими за реакции, включващи сложни съединения. Знаете, че равновесната константа на реакция зависи от промените в енталпията и ентропията.
Промените в енталпията и ентропията се обобщават в промяна в изобарнатакапацитет:
G=H–TS.
Реакцията протича спонтанно при отрицателна стойност на промяната в изобарния потенциал (енергия на Гибс) (G
Нека разгледаме примери за термодинамичния подход към обсъждането на реакции, включващи сложни йони. Реакциите във водни разтвори са от особен интерес за нас сега. Използвайки термодинамични данни, ние показваме, че образуването на комплексния йон [Cu(NH3)4] 2+ от меден йон и амоняк е термодинамично благоприятно: