ГІДРОЛІЗ СОЛЕЙ

ГІДРОЛІЗ СОЛЕЙ.

Величина pН використовується для характеристики кислотності розчину. Якщо концентрація йонів Гідрогену с(H⁺), то pН = –lg с(H⁺).

У чистій воді: с(H⁺)= с(OH^–) = 10^–7.                 У кислих розчинах: [H⁺] > [OH^–] і pН < 7

      У лужних розчинах: [H⁺] < [OH^–] і pН > 7

  Гідроліз – хімічна реакція йонного обміну між водою і розчиненою у ній речовиною з утворенням слабкого електроліту. Гідроліз супроводжується зміною pН розчину. Причиною гідролізу є взаємодія йонів солі з молекулами води з утворенням малодисоційованих сполук чи йонів. Солі, утворені катіоном сильної основи й аніоном сильної кислоти (наприклад, LiBr, K₂SO₄, NaCl, BaCl₂, Ca(NO₃)₂), гідролізу не піддаються, тому що ні катіон, ні аніон солі не можуть при взаємодії з водою утворити молекули слабких електролітів (pН = 7).

Солі слабкої основи і сильної кислоти гідролізуються по катіону:           

 NH₄Cl + H₂O ⇄ NH₄OH + HCl

NH₄⁺ + H₂O ⇄ NH₄OH + H⁺            (pН < 7)

Гідроліз солей, утворених багатовалентним катіоном, протікає ступінчасто через стадії утворення основних солей:

1 ступінь:         Al(NO₃)₃ + H₂O ⇄ Al(OH)(NO₃)₂ + HNO₃      

                        Al³⁺ + H₂O ⇄ [Al(OH)]²⁺ + H⁺

2 ступінь: Al(OH)(NO₃)₂ + H₂O ⇄ Al(OH)₂(NO₃) + HNO₃         

                  [Al(OH)]²⁺ + H₂O ⇄ [Al(OH)₂]⁺ + H⁺

3 ступінь:  Al(OH)₂(NO₃) + H₂O ⇄ Al(OH)₃ + HNO₃                      

                        [Al(OH)₂]⁺ + H₂O ⇄ Al(OH)₃ + H⁺

Солі, утворені сильною основою і слабкою кислотою, гідролізуються по аніону: 

CH₃COOK + H₂O ⇄ CH₃COOH + KOH

CH₃COO^– + H₂O ⇄ CH₃COOH +OH^–  (pН > 7).

Солі багатоосновних кислот гідролізуються ступінчасто (з утворенням кислих солей):

1 ступінь: K₂CO₃ + H₂O ⇄ KHCO₃ + KOH   (швидко)           CO^2–₃ + H₂O ⇄ HCO₃^– + OH^–

2 ступінь: KHCO₃ + H₂O ⇄ H₂CO₃+ KOH    (слабко)             HCO₃^– + H₂O ⇄ H₂CO₃ + OH^–

Солі, утворені слабкою основою і слабкою кислотою, гідролізуються і по катіону, і по аніону:

CH₃COONH₄ + H₂O ⇄ CH₃COOH + NH₄OH

CH₃COO^– + NH₄⁺ + H₂O ⇄ CH₃COOH + NH₄OH

Гідроліз таких солей протікає сильно, оскільки в результаті його утворюються слабка основа і слабка кислота. рН у цьому випадку залежить від порівняльної сили основи і кислоти. Якщо  K_D(основи)>K_D(кислоти), то pН>7; якщо K_D(основи) < K_D(кислоти), то pН < 7.

У випадку гідролізу CH₃COONH₄: K_D(NH₄OH) = 6,3 · 10^–5; 

K_D(CH₃COOH) = 1,8 · 10^–5, тому реакція водного розчину цієї солі буде слаболужною, майже нейтральною (pН = 7 - 8).

Якщо основа і кислота, що утворюють сіль, є малорозчинні чи нестійкі і розкладаються з утворенням летких продуктів, то в цьому випадку гідроліз солі протікає необоротно:

Al₂S₃ + 6H₂O ⇄ 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑.

Тому сульфід алюмінію не може існувати у виді водних розчинів, може бути отриманий тільки "сухим способом".

Ступінь гідролізу (a_гідр.) – відношення числа гідролізованих молекул до загальної кількості розчинених молекул (виражається у відсотках):         

  a_гідр. = ([C]_гідр. / [C]_розч.) · 100 %

 Ступінь гідролізу залежить від хімічної природи кислоти, що утвориться при гідролізі, (основи) і буде тим більше, чим слабкіша кислота (основа). 

КОМПЛЕКСНІ СПОЛУКИ

КОМПЛЕКСНІ СПОЛУКИ 

Комплексні сполуки – речовини, що містять центральний атом або йон-комплексоутворювач, з яким в нейоногенному зв'язку находиться певна кількість атомів або молекул, які складають внутрішню сферу. Внутрішня сфера має певну стійкість у розчині і має заряд, який дорівнює сумі зарядів центрального атома і приєднаних груп. Якщо цей заряд не дорівнює нулю, то утворюється комплексний йон, який знаходиться в йоногенному зв'язку з простими йонами. Координаційне число показує кількість груп, атомів, йонів або молекул (ліганди), які зв’язані у внутрішній сфері з йоном-комплексоутворювачем. Йон-комплексоутворювач разом з лігандами складають комплексний йон, заряд якого визначається алгебраїчною сумою зарядів йона-комплексоутворювача і лігандів-атомів, йонів або нейтральних молекул, що розташовуються у внутрішній сфері комплексної сполуки. Якщо комплексний йон має негативний заряд, то зовнішня сфера складається з позитивних йонів, і навпаки. Наприклад : K⁺[Au(CN)₂)]^–;   [Cu(NH₃)₄]²⁺Cl₂^–4.

Для складання формули комплексної сполуки необхідно знати валентність (зарядність) йона-комплексоутворювача і лігандів, а також координаційне число йона-комплексоутворювача.

У водному розчині комплексні сполуки дисоціюють на комплексний йон і йони, що складають зовнішню сферу, наприклад: [Cu(NH₃)₄]SO₄ ⇄ [Сu(NH₃)₄]²⁺ +SO₄^2-

Основні принципи розподілу електронів в атомі

Основні принципи розподілу електронів в атомі

Електронна оболонка атома заповнюється електронами у відповідності правилам.

1. Принцип найменшої енергії: електрон в атомі займає той вільний підрівень, на якому він має мінімальне значення енергії. Тобто, електрон залишається на тім підрівні, на якому забезпечується найбільш міцний зв'язок з ядром. Послідовність заповнення підрівнів відповідає приведеному вище фактичному розташуванню підрівнів у структурі електронної оболонки атома:

1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d →4р→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p→7s→5f→6d

2. Принцип Паулі: в атомі не може бути навіть двох електронів з однаковими значеннями чотирьох квантових чисел. На орбіталі може знаходитися два електрони з різними спінами (m_s = +½ і m_s = –½).

Максимальне число електронів на підрівні визначають за формулою: К = 2 (2 l + 1). s², p⁶, d¹⁰, f¹⁴.

3. Правило Гунда (Хунда): у межах підрівня електрони розподіляються так, щоб сумарне квантове число мало максимальне значення (спочатку по одному електрону на орбіталь, а потім спарювання. Правильний розподіл 3р-електронів:

У залежності від того, який підрівень заповнюється останніми електронами, розрізняють s-, p-, d-, f-елементи:  s – елементи, в атомах яких останні електрони займають s-підрівень зовнішнього квантового рівня (Na, Mg, K, Ca);  р – елементи, в атомах яких останні електрони займають р-підрівень зовнішнього квантового рівня (C, О, Cl, S);  d – елементи, в атомах яких останні електрони займають  d-підрівень (Тi, Cr, Fe, Cu); f-елементи, в атомах яких останні електрони займають f-підрівень другого від позаквантового рівня (Pr, Er, Eu).

Теоретична послідовність розташування квантових рівнів і підрівнів виглядає так:

1s→2s→2p→3s→3p→3d→4s→4p→4d→4f→5s→5p→5d→5f→6s→6p→6d→6f→7s→7p→7d→7f

4. Правила Клечковського:

1. заповнення електронних шарів відбувається в порядку збільшення сум головного й орбітального квантових чисел (n + l). Так, сума (n + l) для електронів 3d-орбіталі дорівнює 5 (3 + 2), для електронів 4s-орбіталі – 4 (4 + 0). Тому спочатку електронами заповнюється 4s-орбіталь, а потім 3d-орбіталь.

2. Якщо для двох орбіталей суми (n + l) мають однакові значення, то спочатку електронами заповнюється орбіталь з меншим значенням головного квантового числа. Наприклад, для електронів 3d- і 4p-орбіталей сума n + l = 5 (відповідно 3 + 2 і 4 + 1). Але тому що для електронів 3d-орбіталі головне квантове число n = 3, а для електронів 4p-орбіталі n = 4, у першу чергу заповнюються 3d-орбіталі. Лише після того, як заповнені орбіталі менших енергій, починається заповнення орбіталей більших енергій.

За правилом Клечковського послідовність розташування підрівнів наступна:

1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→5d→4f→5d^2–5→6p→7s→6d¹→5f→ 6d^2–5→7p