Лекция №9 по химии

КС. Константа нестойкости
(К нест) комплексного иона.

образованная по донорно-акцепторному механизму.
Пример: ион аммония [NH4]+ :

NH3 + H+ → [NH4]+

Атом N – донор электронной пары;
ион H+ - акцептор

сферы(внутренняя сфера заключается в квадратные скобки[…]).
Внутренняя сфера КС состоит из

центрального иона-комплексообразователя и лигандов. Лиганды – кислотные остатки или нейтральные молекулы –NH3,H2O , CO, NO, которые присоединены, т.е. координированы, к комплексообразователю
( центральному иону).

три, 4 – тетра, 5 – пента, 6 – гекса.
Названия

лигандов:
Cl- - хлоро
I- - иодо
CN- - циано
OH- - гидроксо

SO 2- - сульфато 
H2O – аква
NH3- аммин
CO - карбонил
NO - нитрозил
 

Центральный ион по-русски в родительном падеже

Пример:
[ Ni+3(H2O)05Cl-]+Cl-

- Хлорид хлоропентааква- никеля(II)
[Zn(H2O)4]SO4 - Сульфат тетрааквацинка
[Ag(NH3)2]Cl - Хлорид диамминсеребра

с окончанием «ат»
3.Внешняя сфера по-русски в родительном падеже

Пример:
K3[Fe+3(CN)-6]3-

- гексацианоферрат(III) калия
Na2[HgI4] - тетраиодомеркурат(II) натрия
K3[Al(OH)6] - гексагидроксоалюминат калия

именительном падеже

Пример :
[Pt2+(NH3)2Cl2]0 - дихлородиамминплатина (II)

на внутреннюю и внешнюю сферу оно диссоциирует полностью. Внутренняя сфера

КС – слабый электролит – диссоциирует обратимо и ступенчато. На каждой ступени диссоциации внутренней сферы из неё выходит один лиганд. Даже 1-ая ступень диссоциации КС идет слабо, а каждая последующая ступень протекает еще слабее.
Константа равновесия для диссоциации комплексного иона называется константой нестойкости К нест.

первая
[HgI4]2- ↔ [HgI3]- + I- ;

Kн 1;
2.Ступень вторая
[HgI3]3 ↔ [HgI2]0 + I- ; Kн 2;

двойственность (ОВД)
4. Метод электронного баланса
5. Метод полуреакций

элементов.
Окислители принимают электроны и их степень окисления уменьшается.
Восстановители отдают электроны

и их степень окисления увеличивается.
Отдача электронов – процесс окисления; принятие электронов – процесс восстановления.

степень окисления = номер группы.
Ионы Меn+ в max степени окисления
(Cu2+,

Ni3+)
F20, O20, O30

(Zn0, Mg0)
H20

в промежуточной степени окисления (Cu+, Fe2+)
Неметаллы, кроме F2, O2, O3,H2,

(S0,P0,C0)

III. ОВД
Элементы в промежуточной степени окисления могут быть и окислителями, и восстановителями ( в зависимости от того, с чем они реагируют)
Пример:
2SO2 + O2 → 2SO3
В-ЛЬ ОК-ЛЬ
SO2 + 2H2 → S + 2H2O
ОК-ЛЬ В-ЛЬ

или в твердой фазе.
Пример: N-3H3 + O20 → N20 +

H2O -2
В-ЛЬ ОК-ЛЬ
2N-3 -6e- → N20 12 2
O20 +4e- → 2O-2 3

4NH3 + 3O20 → 2N20 + 6H2O

Проверка: Ме, неМе, H, O

растворе.
В нем выписывается не просто элемент, изменивший степень окисления, а

ион или молекула, в составе которого есть этот элемент.
Для уравнивания атомов кислорода и водорода в этом методе можно использовать :
H+, H2O, OH- : в кислой среде H+, H2O;
в нейтральной среде: H2O, OH-, H+
в щелочной среде: H2O, OH-

части полуреакции, где мало атомов «О» дописывают+ H2O(столько молекул воды,

сколько не хватает атомов «О»), а по другую сторону стрелочки дописывают ионы «Н+», столько, сколько их напротив.
Пример:
MnO4 - + 8H+ +5e- → Mn2+ + 4H2O2+
Затем считают суммарный заряд слева и справа и находят их разницу (это количество электронов)

атомов «О», то слева всегда добавляют воду (столько молекул, сколько

лишних атомов «О» или сколько не хватает атомов «О»). Справа же могут быть и H+, и OH-.
Пример:
MnO4- + 2H2O +3e- → MnО2 + 4OH-
Затем считают заряд слева, заряд справа и их разницу (это количество электронов).

атомов «О», столько молекул H2O, сколько не хватает атомов «О».

В другой же части полуреакции пишут OH-
Пример:
SO32- + 2OH- -2e- → SO42- + H2O
Затем считают суммарные заряды слева , заряды справа и их разницу ( это количество электронов)