Файл: Атомы и химические элементы. Периодический закон и периодическая система элементов Д. И. Менделеева. Изотопы.doc
ВУЗ: Не указан
Категория: Не указан
Дисциплина: Не указана
Добавлен: 29.03.2024
Просмотров: 153
Скачиваний: 1
ВНИМАНИЕ! Если данный файл нарушает Ваши авторские права, то обязательно сообщите нам.
– различные
. Углеводородные радикалы
R3
Порфирины образуют довольно прочные координационные соединения. Центральный атом может выступать Мg+2- активный центр хлорофилла – зеленый пигмент растений или Fe+2 – активный центр гемоглобина. Си+2- активный центр гемоцианина.
R1
N N активный центр хлорофилла
R4 Мg+2 R2
N N
.
R3
R1
N N активный центр гемоглобина
R4 Fe+2 R2
N N
.
R3
Т.о. порфиновые комплексы входят в состав важнейших биоорганических соединений и дефицит их приводит к серьезным нарушениям в организме.
Гемоглобин состоит из комплекса – гемо связанного с белком – глобином. В гемме центральный атом является ион Fe+2 вокруг которого координируется 4N. Гемоглобин обратимо присоединяет кислород и доставляет его из легких по кровеносной системе по всем тканям.
Название комплексного аниона начинают с указания внутренней сферы:
1) начинают анион прибавляя «о» к их латинскому названию (хлоро, сульфито, нитрито)
2) называют нейтральные лиганды: NН3 – амин Н2О – аква (моно-. Ди-, тетера-)
3) называют комплексообразователь к его латинскому названию + окончание «ат» и в скобках степень окисления комплексообразователя.
4) Если ц.а. входит в состав катиона используют его русское название.
Например: К3[Fe(NН3)(СN)4 ]- тетрацианодиаминферрат (Ш) калия
(NН4)2 [Pt(ОН)2С14]- тетрахлородигидроксоплатинат (1v) аммония.
Внешняя сфера связана с внутренней сферой силами электростатического притяжения и легко диссоциируют в водном растворе.
Лиганды связаны с ц.а. прочнее и образуемый распад внутренней сферы носит название вторичной диссоциации.
[Аg(NН3)2 ]С1 →[Аg(NН3)2 ]+ + С1- 1 стадия
[Аg(NН3)2 ]+ = Аg+ + 2NН3 П стадия
Или в общем виде
М + nℓ= Мℓn согласно закону действия масс равновесная константа
К = [Мℓn]/[М][ℓ]n
Константа устойчивости комплекса.
Исходя из уравнения видно, чем больше концентрация комплекса
[Мℓn], тем выше равновесная константа, т.е. тем выше константа устойчивости и устойчивее комплекс.
Величина обратная Ку = 1/Ку называется константой нестойкости.
1/Ку= [М][ℓ]n/ [Мℓn] константа нестойкости комплекса.
ΔG=-RTℓnKу - энергетическая характеристика реакции образования комплекса.
38.Электролитическая диссоциация. Элементы теории растворов электролитов. Сильные и слабые электролиты. Классификация электролитов по степени диссоциации.
39.Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Произведение растворимости.
40.Гидролиз. Гидролиз солей. Реакция среды. Степень и константа гидролиз
рН раствора солей.
Основные положения теории электролитической диссоциации.
Современное содержание этой теории можно свести к следующим положениям:
1.Электролиты при растрорении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы – положительные и отрицательные. Ионы находятся в более устойчивых электронных состояниях, чем атомы. Они могут состоять из одного атома- это простые ионы (К+ , А13+ ит.д.)- или из нескольких атомов- это сложные ионы (NО3-,РО43- и т.д.)
2.Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение; положительно заряженные ионы движутся к катоду, отрицательно заряженные – к аноду. Поэтому первые называются катионами , вторые -анионами .
3. Диссоциация – обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация) протекает процесс соединения ионов (ассоциация)
4. ионы (катионы, анионы) образуются в растворах электролитов всегда вследствие электролитической диссоциации полярных молекул и ионных кристаллов.
Процесс распада электролитов на ионы в водном растворе или расплаве называется электролитической диссоциацией или ионизацией.
Электролиты обладают различной способностью к диссоциации. Для того чтобы количественно охарактеризовать диссоциацию электролита, введено понятие степени диссоциации. Отношение числа молекул распавшихся на ионы n, к общему числу растворенных молекул электролита N называется степенью диссоциации α .
α = n/N
Она меняется от 0 до 1, или от 0 до 100%.
Вещества, полностью диссоциированные в растворе, относятся к сильным электролитам, слабые электролиты диссоциируют частично.
В зависимости от степени электролитической диссоциации кислот, оснований и солей различают сильные, средние и слабые электролиты.
К сильным электролитам относятся:
1) большинство растворимых солей;
2) многие неорганические кислоты Н2 SO4, НNO3 НCI, НCIО4, НВr,НI,НMnО4, НCIО3 и др.
3) гидроксиды щелочных металлов NаОН, КОН а также некоторых щелочноземельных металлов, такие как Ва(ОН)2 и Са(ОН)2.
У слабым электролитам относятся:
1) некоторые слабые неорганические кислоты:Н2СО3, Н2S, НNО2, Н2 SiО3, НCIО, НСN и почти все органические кислоты;
2) многие основания металлов ( кроме гидроксидов щелочных и щелочноземельных металлов), а также гидрат аммиака NН3 Н2О;
3) Некоторые соли: НgCI2, Нg(CN)2, Cd(CN)2 и др.
К электролитам средней силы относятся:Н3РО4,Н2SО3,НF.
Степень диссоциации электролитов зависит от многих факторов: от природы растворителя, концентрации раствора, природы электролита, температуры.
Концентрация раствора. Степень диссоциации электролита увеличивается при разбавлении раствора, так как уменьшается возможность столкновения между ионами и в связи с этим преобладает процесс распада молекул на ионы.
В концентрированном растворе наблюдается частое столкновение ионов, это приводит к образованию молекул, следовательно, при увеличении концентрации раствора степень диссоциации уменьшается.
Природа электролита. Различные электролиты имеют разную степень диссоциации в одинаковых условиях.
Будучи растворены в воде, серная кислота во много раз лучше диссоциирует, чем уксусная. По степени диссоциации электролиты делятся на сильные, слабые и средней силы.
Температура. У сильных электролитов с повышением температуры степень диссоциации уменьшается, так как увеличивается число столкновений между ионами, приводящее к образованию молекул.
Вода, которая является слабым электролитом, находится в особом положении, так как диссоциация воды проходит с поглощением теплоты. Поэтому с повышением температуры, согласно принципу Ле-Шателье, степень диссоциации воды заметно возрастает.
Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют только частично
, поэтому в растворе устанавливается динамическое равновесие между молекулами и ионами. Следовательно, к процессу диссоциации слабого электролита мы модем применять законы химического равновесия. Например, ионное равновесие раствора уксусной кислоты выражается уравнением:
СН3СООН = СН3СОО- + Н+
Применив закон действующих масс, мы можем написать выражение для константы равновесия: Кдис.= [СН3СОО- ][Н+]/[СН3СООН]
Константа равновесия диссоциации для слабых электролитов называется константой диссоциации.
Константа диссоциации для слабых электролитов не зависит от концентрации раствора и при постоянной температуре является постоянной величиной для данного электролита. Она характеризует способность электролита распадаться на ионы: чем выше Кдис. Тем больше степень диссоциации данного электролита, тем сильнее этот электролит.
Многоосновные кислоты и основания многовалентных металлов диссоциируют ступенчато, и каждая из стадий диссоциации характеризуется собственной константой диссоциации.
1 ступень: Н3РО4= Н+ + Н2РО4- Кд. = 7,6 10-3
2 ступень: Н2РО4- = Н+ + НРО4-2 Кд= 6,2 10-8
3 ступень: НРО4-2 = Н+ + РО4-3 Кд= 4,4 10-13
Диссоциация основания. 1 ступень: А1(ОН)3= ОН- + А1(ОН)2+
2 ступень: А1(ОН)2+= ОН- + А1(ОН)+2
3 ступень: А1(ОН)+2= ОН- + А1+3
Диссоциация средней соли: Nа2SО4 = 2 Nа+ +SО4-2
Диссоциация кислой соли: NаНSО4 = Nа+ +НSО4-
НSО4- = Н+ +SО4-2
Диссоциация основной соли: 1 ступень: А1(ОН)С12= 2С1-+ А1(ОН)+2
2 ступень: А1(ОН)+2= ОН- + А1+3
Взаимосвязь между степенью и константой ионизации слабых электролитов.
Степень и константа ионизации характеризуют собой один и тот же процесс распада молекул на ионы, поэтому можно одну из этих величин выразить через другую.
Если обозначить молярную концентрацию электролита через С, а степень ионизации через α, то концентрация каждого из ионов будет равна Сα, а концентрация неионизированных молекул будет равна С- Сα или С(1- α).
Подставив полученные значения в уравнение константы ионизации бинарного электролита, получим:
Сα Сα/ С (1-α) =К К= Сα2/ 1- α
Закон разбавления В. Оствальда
Он установил зависимость между степенью ионизации слабого электролита и его концентрацией.
Если электролит является достаточно слабым и раствор его не слишком разбавлен, то степень ионизации его мала и величина (1-α) мало отличается от 1 следовательно
Сα2=К α=√К/С
Диссоциация воды
Вода служит не только наиболее распространенным растворителем для многих электролитов, но и сама является идеальным амфолитом. В соответствии с равновесием
H2O ⇄ H+ + OH–
в чистой воде присутствуют катионы водорода и гидроксид-анионы в строго эквивалентных количествах. Константа диссоциации воды
Величина[H+]×[OH–] = 10–14 называется ионным произведением воды –
, Kw. Так как в воде концентрации гидратированных ионов равны, то
[H+] = [OH–] =
= 10–7 моль/л.
Константа равновесия Kw увеличивается с ростом температуры. При добавлении кислоты концентрация ионов водорода увеличивается и соответственно уменьшается концентрация гидроксид-ионов, поскольку при данной температуре ионное произведение воды – величина постоянная. При добавлении щелочи наблюдается обратная картина. Таким образом, концентрация ионов водорода в растворе может служить мерой кислотности или щелочности среды. В кислых растворах [H+] > 10–7, в щелочных [H+] < 10–7. Вводится значение десятичного логарифма концентрации водородных ионов с обратным знаком, которое называют водородным показателем pH:
pH = –lg[H+]
Тогда для нейтральной среды pH = 7, для кислых растворов рН < 7, а для щелочных рН > 7. Аналогичным образом реакция среды может быть охарактеризована так называемым гидроксильным показателем:
pOH = –lg[OH–]
Для воды рН = рОН = 7, а изменение рОН в кислых и щелочных растворах противоположно изменению рН. Прологарифмировав ионное произведение воды, получим
lg[H+] + lg[OH–] = –14
Взяв логарифмы со знаком «–» , получим соотношение рН+рОН=14,
. Углеводородные радикалы
R3
Порфирины образуют довольно прочные координационные соединения. Центральный атом может выступать Мg+2- активный центр хлорофилла – зеленый пигмент растений или Fe+2 – активный центр гемоглобина. Си+2- активный центр гемоцианина.
R1
N N активный центр хлорофилла
R4 Мg+2 R2
N N
.
R3
R1
N N активный центр гемоглобина
R4 Fe+2 R2
N N
.
R3
Т.о. порфиновые комплексы входят в состав важнейших биоорганических соединений и дефицит их приводит к серьезным нарушениям в организме.
Гемоглобин состоит из комплекса – гемо связанного с белком – глобином. В гемме центральный атом является ион Fe+2 вокруг которого координируется 4N. Гемоглобин обратимо присоединяет кислород и доставляет его из легких по кровеносной системе по всем тканям.
Название комплексного аниона начинают с указания внутренней сферы:
1) начинают анион прибавляя «о» к их латинскому названию (хлоро, сульфито, нитрито)
2) называют нейтральные лиганды: NН3 – амин Н2О – аква (моно-. Ди-, тетера-)
3) называют комплексообразователь к его латинскому названию + окончание «ат» и в скобках степень окисления комплексообразователя.
4) Если ц.а. входит в состав катиона используют его русское название.
Например: К3[Fe(NН3)(СN)4 ]- тетрацианодиаминферрат (Ш) калия
(NН4)2 [Pt(ОН)2С14]- тетрахлородигидроксоплатинат (1v) аммония.
Внешняя сфера связана с внутренней сферой силами электростатического притяжения и легко диссоциируют в водном растворе.
Лиганды связаны с ц.а. прочнее и образуемый распад внутренней сферы носит название вторичной диссоциации.
[Аg(NН3)2 ]С1 →[Аg(NН3)2 ]+ + С1- 1 стадия
[Аg(NН3)2 ]+ = Аg+ + 2NН3 П стадия
Или в общем виде
М + nℓ= Мℓn согласно закону действия масс равновесная константа
К = [Мℓn]/[М][ℓ]n
Константа устойчивости комплекса.
Исходя из уравнения видно, чем больше концентрация комплекса
[Мℓn], тем выше равновесная константа, т.е. тем выше константа устойчивости и устойчивее комплекс.
Величина обратная Ку = 1/Ку называется константой нестойкости.
1/Ку= [М][ℓ]n/ [Мℓn] константа нестойкости комплекса.
ΔG=-RTℓnKу - энергетическая характеристика реакции образования комплекса.
38.Электролитическая диссоциация. Элементы теории растворов электролитов. Сильные и слабые электролиты. Классификация электролитов по степени диссоциации.
39.Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Произведение растворимости.
40.Гидролиз. Гидролиз солей. Реакция среды. Степень и константа гидролиз
рН раствора солей.
Основные положения теории электролитической диссоциации.
Современное содержание этой теории можно свести к следующим положениям:
1.Электролиты при растрорении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы – положительные и отрицательные. Ионы находятся в более устойчивых электронных состояниях, чем атомы. Они могут состоять из одного атома- это простые ионы (К+ , А13+ ит.д.)- или из нескольких атомов- это сложные ионы (NО3-,РО43- и т.д.)
2.Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение; положительно заряженные ионы движутся к катоду, отрицательно заряженные – к аноду. Поэтому первые называются катионами , вторые -анионами .
3. Диссоциация – обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация) протекает процесс соединения ионов (ассоциация)
4. ионы (катионы, анионы) образуются в растворах электролитов всегда вследствие электролитической диссоциации полярных молекул и ионных кристаллов.
Процесс распада электролитов на ионы в водном растворе или расплаве называется электролитической диссоциацией или ионизацией.
Электролиты обладают различной способностью к диссоциации. Для того чтобы количественно охарактеризовать диссоциацию электролита, введено понятие степени диссоциации. Отношение числа молекул распавшихся на ионы n, к общему числу растворенных молекул электролита N называется степенью диссоциации α .
α = n/N
Она меняется от 0 до 1, или от 0 до 100%.
Вещества, полностью диссоциированные в растворе, относятся к сильным электролитам, слабые электролиты диссоциируют частично.
В зависимости от степени электролитической диссоциации кислот, оснований и солей различают сильные, средние и слабые электролиты.
К сильным электролитам относятся:
1) большинство растворимых солей;
2) многие неорганические кислоты Н2 SO4, НNO3 НCI, НCIО4, НВr,НI,НMnО4, НCIО3 и др.
3) гидроксиды щелочных металлов NаОН, КОН а также некоторых щелочноземельных металлов, такие как Ва(ОН)2 и Са(ОН)2.
У слабым электролитам относятся:
1) некоторые слабые неорганические кислоты:Н2СО3, Н2S, НNО2, Н2 SiО3, НCIО, НСN и почти все органические кислоты;
2) многие основания металлов ( кроме гидроксидов щелочных и щелочноземельных металлов), а также гидрат аммиака NН3 Н2О;
3) Некоторые соли: НgCI2, Нg(CN)2, Cd(CN)2 и др.
К электролитам средней силы относятся:Н3РО4,Н2SО3,НF.
Степень диссоциации электролитов зависит от многих факторов: от природы растворителя, концентрации раствора, природы электролита, температуры.
Концентрация раствора. Степень диссоциации электролита увеличивается при разбавлении раствора, так как уменьшается возможность столкновения между ионами и в связи с этим преобладает процесс распада молекул на ионы.
В концентрированном растворе наблюдается частое столкновение ионов, это приводит к образованию молекул, следовательно, при увеличении концентрации раствора степень диссоциации уменьшается.
Природа электролита. Различные электролиты имеют разную степень диссоциации в одинаковых условиях.
Будучи растворены в воде, серная кислота во много раз лучше диссоциирует, чем уксусная. По степени диссоциации электролиты делятся на сильные, слабые и средней силы.
Температура. У сильных электролитов с повышением температуры степень диссоциации уменьшается, так как увеличивается число столкновений между ионами, приводящее к образованию молекул.
Вода, которая является слабым электролитом, находится в особом положении, так как диссоциация воды проходит с поглощением теплоты. Поэтому с повышением температуры, согласно принципу Ле-Шателье, степень диссоциации воды заметно возрастает.
Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют только частично
, поэтому в растворе устанавливается динамическое равновесие между молекулами и ионами. Следовательно, к процессу диссоциации слабого электролита мы модем применять законы химического равновесия. Например, ионное равновесие раствора уксусной кислоты выражается уравнением:
СН3СООН = СН3СОО- + Н+
Применив закон действующих масс, мы можем написать выражение для константы равновесия: Кдис.= [СН3СОО- ][Н+]/[СН3СООН]
Константа равновесия диссоциации для слабых электролитов называется константой диссоциации.
Константа диссоциации для слабых электролитов не зависит от концентрации раствора и при постоянной температуре является постоянной величиной для данного электролита. Она характеризует способность электролита распадаться на ионы: чем выше Кдис. Тем больше степень диссоциации данного электролита, тем сильнее этот электролит.
Многоосновные кислоты и основания многовалентных металлов диссоциируют ступенчато, и каждая из стадий диссоциации характеризуется собственной константой диссоциации.
1 ступень: Н3РО4= Н+ + Н2РО4- Кд. = 7,6 10-3
2 ступень: Н2РО4- = Н+ + НРО4-2 Кд= 6,2 10-8
3 ступень: НРО4-2 = Н+ + РО4-3 Кд= 4,4 10-13
Диссоциация основания. 1 ступень: А1(ОН)3= ОН- + А1(ОН)2+
2 ступень: А1(ОН)2+= ОН- + А1(ОН)+2
3 ступень: А1(ОН)+2= ОН- + А1+3
Диссоциация средней соли: Nа2SО4 = 2 Nа+ +SО4-2
Диссоциация кислой соли: NаНSО4 = Nа+ +НSО4-
НSО4- = Н+ +SО4-2
Диссоциация основной соли: 1 ступень: А1(ОН)С12= 2С1-+ А1(ОН)+2
2 ступень: А1(ОН)+2= ОН- + А1+3
Взаимосвязь между степенью и константой ионизации слабых электролитов.
Степень и константа ионизации характеризуют собой один и тот же процесс распада молекул на ионы, поэтому можно одну из этих величин выразить через другую.
Если обозначить молярную концентрацию электролита через С, а степень ионизации через α, то концентрация каждого из ионов будет равна Сα, а концентрация неионизированных молекул будет равна С- Сα или С(1- α).
Подставив полученные значения в уравнение константы ионизации бинарного электролита, получим:
Сα Сα/ С (1-α) =К К= Сα2/ 1- α
Закон разбавления В. Оствальда
Он установил зависимость между степенью ионизации слабого электролита и его концентрацией.
Если электролит является достаточно слабым и раствор его не слишком разбавлен, то степень ионизации его мала и величина (1-α) мало отличается от 1 следовательно
Сα2=К α=√К/С
Диссоциация воды
Вода служит не только наиболее распространенным растворителем для многих электролитов, но и сама является идеальным амфолитом. В соответствии с равновесием
H2O ⇄ H+ + OH–
в чистой воде присутствуют катионы водорода и гидроксид-анионы в строго эквивалентных количествах. Константа диссоциации воды
Величина[H+]×[OH–] = 10–14 называется ионным произведением воды –
, Kw. Так как в воде концентрации гидратированных ионов равны, то[H+] = [OH–] =
= 10–7 моль/л.Константа равновесия Kw увеличивается с ростом температуры. При добавлении кислоты концентрация ионов водорода увеличивается и соответственно уменьшается концентрация гидроксид-ионов, поскольку при данной температуре ионное произведение воды – величина постоянная. При добавлении щелочи наблюдается обратная картина. Таким образом, концентрация ионов водорода в растворе может служить мерой кислотности или щелочности среды. В кислых растворах [H+] > 10–7, в щелочных [H+] < 10–7. Вводится значение десятичного логарифма концентрации водородных ионов с обратным знаком, которое называют водородным показателем pH:
pH = –lg[H+]
Тогда для нейтральной среды pH = 7, для кислых растворов рН < 7, а для щелочных рН > 7. Аналогичным образом реакция среды может быть охарактеризована так называемым гидроксильным показателем:
pOH = –lg[OH–]
Для воды рН = рОН = 7, а изменение рОН в кислых и щелочных растворах противоположно изменению рН. Прологарифмировав ионное произведение воды, получим
lg[H+] + lg[OH–] = –14
Взяв логарифмы со знаком «–» , получим соотношение рН+рОН=14,