Шпаргалка по Общей химии"

Устойчивость коллоидных растворов.

Различают седиментационную и агрегативную устойчивость.

Седиментационная устойчивость –  это устойчивость частиц к оседанию под действием силы тяжести; седиментационно  неустойчивые системы с течением времени расслаиваются: легкие частицы  всплывают на поверхность, а тяжелые  – оседают на дно.

Агрегативная устойчивость – это  способность дисперсных систем сохранять  размер частиц и их индивидуальность. В агрегативно неустойчивых системах проходят процессы укрупнения частиц.

Коллоидные растворы являются седиментационно  устойчивыми, т.к. частицы их дисперсных фаз принимают участие в броуновском движении. Однако они являются агрегативно неустойчивыми. Это связано с большой удельной поверхностью дисперсной фазы, и, как следствие, большим избытком энергии Гиббса на границе раздела фаз.

Потеря коллоидным раствором агрегативной устойчивости называется коагуляцией. Коагуляция – это процесс укрупнения коллоидных частиц, приводящий к разрушению коллоидного раствора.

До тех пор, пока процессы агрегации  не приводят к нарушению седиментационной  устойчивости (частицы становятся крупнее, но по размерам не выходят за границу коллоидно-дисперсного состояния), внешне коагуляция может проявляться только в изменении цвета золя. По мере укрупнения частиц система начинает постепенно терять и седиментационную устойчивость – появлявляется помутнение, а затем выпадает осадок.

Особенно золи чувствительны к  добавлению электролитов, которые уменьшают  заряд коллоидных частиц за счёт сжатия диффузного слоя. Электролитическая коагуляция золей проявляется только при достижении некоторой критической концентрации ионов в золе, называемой порогом коагуляции. Величину, обратную порогу коагуляции, называют коагулирующей способностью.

γ = 1/ n⁶ – порог коагуляции обратно пропорционален заряду иона, имеющего противоположный знак по сравнению с коллоидной частицей в шестой степени.

Процесс дезагрегации частиц, обратный процессу коагуляции называют пептизацией. Пептизация тем более вероятна, чем  меньше времени прошло с момента  коагуляции. Это объясняется тем, что коагулят (осадок) «стареет», частицы фазы срастаются и коагуляция принимает необратимый характер.

 

Строение мицелл.

Структурную единицу коллоидного  раствора называют мицеллой. Множество  формульных единиц (до нескольких тысяч), соединяясь вместе образуют агрегат. Ионы, сообщающие поверхности агрегата определённый заряд, называют потенциалопределяющими ионами. ПИ удерживаются на поверхности агрегата за счёт межмолекулярных взаимодействий. Агрегат вместе со слоем ПИ принято называть ядром коллоидной частицы. Противоионы имеют знак заряда, противоположный ПИ.

На противоионы со стороны ядер коллоидных частиц действует электростатическое притяжение. В то же время противоионы  могут принимать участие в  тепловом движении как кинетически  самостоятельные единицы.

Таким образом, одни противоионы достаточно прочно связаны с поверхностью ядер, вместе с ПИ они образуют адсорбционный слой. Другие противоионы образуют диффузный слой. Агрегат вместе с адсорбционным слоем образует гранулу мицеллы. Знак заряда гранулы определяется знаком заряда ПИ, а размер заряда – толщиной диффузного слоя. Гранула и противоионы диффузного слоя образуют мицеллу. Мицелла электронейтральна.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Свойства коллоидных растворов.

Золи обладают рядом специфических  свойств, так, золи в зависимости  от размеров частиц могут иметь различную окраску. Например, золи золота могут быть синими, фиолетовыми, вишнёвыми, рубиново-красными.

В отличии от истинных растворов  для золей характерен эффект Тиндаля, т.е. рассеяние света коллоидными  частицами. При пропускании через золь пучка света появляется светлый конус, видимый в затемнённом помещении. Так можно распознать, является данный раствор коллоидным или истинным.

Одно из важных свойств золей  является то, что их частицы имеют электрические заряды одного знака. Благодаря этому они не соединяются в более крупные частицы и не осаждаются. При этом частицы одних золей имеют отрицательный заряд (металлов, кремниевой кислоты - силикагель), а других положительный (оксидов металлов). Возникновение заряда объясняется адсорбцией коллоидными частицами ионов из раствора.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Комплексные соединения.

Координационная теория Вернера. Центральный ион, лиганды, внутренняя и внешняя координационные  сферы, координационное число. Диссоциация  комплексных соединений, константа нестойкости. Классификация комплексных соединений, номенклатура.

 

Комплексные соединения - …

- наличие центрального иона;

- наличие донорно-акцепторной связи;

- устойчивость комплексного иона (как в кристалле, так и в  растворе).

Координационная теория Вернера (1893г.).

1.«О наличии побочной валентности»: коль скоро насыщенные молекулы соединятся друг с другом,  то у них появляется дополнительная валентность.

2.Полодение о координации: Атом  стремится реализовать все свои  соединительные способности (окружить себя другими частицами) – это свойство – координация.

Согласно теории Вернера есть какой-либо центральный атом, или ион (чаще всего  он имеет + заряд) – комплексообразователь, который координирует вокруг себя другие частицы.

Лиганды – определённое число частиц (либо 0, либо + или – заряд  - ионов или нейтральных молекул), которые прочно связаны с комплексообразователем.

Комплексообразователь и лиганды  образуют внутреннюю координационную  сферу. Наиболее типичными комплексообразователями являются катионы d-элементов.

Внешняя координационная сфера  – либо анион, либо катион.

Эти сферы вместе и образуют комплексное  соединение.

Число лигандов, непосредственно  связанных с комплексообразующим  ионом, называется координационным  числом.

КЧ – чётные значения (не больше 10!).

Между центральным атомом и лигандами  донорно-акцепторная связь; между  сферами – ионная. Дентантность – это количество донорных атомов, входящих в состав лигандов (неподелённые электронные пары): монодентантные (1 донорный атом) и полидентантные (более 1 донорного атома).

В состав комплексных солей входят сложные (комплексные) ионы (в формулах они заключаются в квадратные скобки), которые и отщепляются  при диссоциации. В свою очередь  сложные (комплексные) ионы в очень  малой степени подвергаются дальнейшей диссоциации. Таким образом, комплексные соли при диссоциации сначала отщепляют комплексные ионы, которые затем подвергаются вторичной диссоциации как слабые электролиты.

Прочность комплексного иона характеризуется  его константой диссоциации, называемой константой нестойкости. Чем меньше константа нестойкости, тем более устойчив комплексный ион.

 

Классификация комплексных соединений.

- по природе или виду лигандов:

1.Аммиакаты (NH₃)

2.Аква-комплексы (H₂O)

3.Ацидо – остатки кислот

4.Хелаты - также внутрикомплексные  или циклические комплексные соединения — клешневидные комплексные соединения, образуются при взаимодействии ионов металлов с полидентатными (то есть имеющими несколько донорных центров) лигандами.

5.Двойные соли – это кристаллические комплексные соединения, образованные из простых солей и имеющие малоустойчивую внутреннюю сферу. Часто формулу двойной соли обозначают перечислением формул простых солей, разделяя их точкой. Например, соль К₂[CuCl₄] представляют формулой CuCl₂•2KCl. Такая формула не означает смеси двух солей! Двойные соли образуют отдельную область среди комплексных соединений (квасцы -  двойными солями сульфатов калия, натрия, алюминия, железа, хрома и аммония).

6.Полиядерные (несколько центральных  атомов) – кластеры (связь Ме-Ме).

{Mn₂(CO)₁₀} -> (CO)₅Mn-Mn(CO)₅

7.Гидроксокомплексы (гидраты) (ОН^-)

8.Смешанные комплексы – Co{(NH₃)₅Cl}Cl

9.Карбонилы (СО)

-по заряду внутренней сферы:

1.полоительно заряженные комплексы  {CoCl₂H₂O(NH₃)₃}⁺

2.Отрицательно заряженные комплексы {PtCl₄(OH)₂}^-

3.Нейтрально заряженные комплексы {Co(NO₂)₃(NH₃)₃}⁰

Номенклатура комплексных соединений:

1.Сначала называют анион, потом  катион.

2.если комплекс заряжен нейтрально, то комплексообразователь называют  по-русски в И.п.

3.если комплекс заряжен положительно, то комплексообразователь называют  по-русски в Р.п., с указанием степени окисления комплексообразователя в круглых скобках римскими цифрами.

4.Если комплекс заряжен отрицательно, то комплексообразователь называют  по-латыни в Р.п. с добавлением  окончания –ат, с указанием  степени окисления КО в круглых  скобках римскими цифрами.

5.В названии координационной  сферы перечисляют все её составные части (с права на лево); сначала называют кол-во лигандов, сами лиганды и КО.

6.Если комплексная соль содержит  разные лиганды в своём составе,  то сначала называют (с права на лево) отриц., нейтральные , потом положительно заряженные лиганды. Количество лигандов перечисляется с использованием греческих приставок.

K₄[Fe(CN)₆] – гексацианоферрат(II) калия;

[Zn(NH₃)₄Cl₂] – дихлоротетраамминцинк;

[Cu(NH₃)₄]Cl₂ – хлорид тетраамминмеди(II).

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Химия элементов.

(Электронное строение атома  элемента, валентные возможности,  положение в таблице элементов.  Простые вещества, их физические  и химические свойства. Важнейшие соединения, их свойства.)

 

Водород.

 Первый элемент периодической системы – водород. Электронная конфигурация 1s¹. Существует в виде трёх изотопов: ¹H — протий (Н), ²H — дейтерий (D) и ³H — тритий (радиоактивен) (T). Возможные степени окисления (СО): -1, 0, +1. Он имеет в большинстве соединений степень окисления +1, но это единственное, что он имеет общего с щелочными металлами, образующими IA группу. В соединениях с щелочными и щелочно-земельными металлами степень окисления водорода равна -1, но это, пожалуй, тоже единственное свойство, которое сближает его с галогенами. Особые свойства водорода связаны с тем, что при ионизации атома водорода образуется элементарная частица - протон.

Простое вещество представлено двухатомной  молекулой Н₂ (атомы соединены ковалентной неполярной связью), устойчивой во всех агрегатных состояниях водорода. Молекулы водорода удерживаются в твердом и жидком состояниях только за счет слабых дисперсионных взаимодействий, поэтому водород имеет очень низкие температуры плавления и кипения. Простое вещество водород бесцветный газ, гораздо легче воздуха. В смеси с воздухом или кислородом горюч и взрывоопасен. Малорастворим как в полярных, так и в неполярных растворителях. Водород растворяется в некоторых металлах. Палладий и ванадий поглощают водород при комнатной температуре. Остальные металлы поглощают водород при нагревании.

Молекулы водорода Н₂ довольно прочны, и для того, чтобы водород мог вступить в реакцию, должна быть затрачена большая энергия. Поэтому при обычных температурах водород реагирует только с очень активными металлами, образуя гидриды:

            2Na + H₂ → 2NaH                 Ca + H₂ → CaH₂                 Mg + H₂ → MgH₂

С большинством же металлов и неметаллов водород  реагирует при повышенной температуре  или при другом воздействии, например при освещении:

О₂ + 2Н₂ = 2Н₂О                                   N₂ + 3H₂ → 2NH₃  (t, p., кат.)

Взаимодействие  с серой - обратимый процесс; при температуре около 200 ⁰С (водород пропускается в расплавленную серу) образуется преимущественно сероводород, при более высокой температуре идет заметное разложение сероводорода:

 

С галогенами образует галогеноводороды:

F₂ + H₂ → 2HF, реакция протекает со взрывом в темноте и при любой температуре,

Cl₂ + H₂ → 2HCl, реакция протекает со взрывом, только на свету.

С сажей взаимодействует  при сильном нагревании:                C + 2H₂ → CH₄

Оксиды восстанавливаются до металлов:

CuO + H₂ → Cu + H₂O                     Fe₂O₃ + 3H₂ → 2Fe + 3H₂O                                       WO₃ + 3H₂ → W + 3H₂O

Восстанавливает металлы из растворов  солей:

2AgNO₃ + H₂ -> 2Ag + 2HNO₃

Водород образует множество соединений, химия которых обычно рассматривается в разделах, посвященных элементам, образующим эти соединения. Одним из важнейших соединений водорода является вода H₂O.

Молекула имеет угловое строение с валентным углов в 104,5⁰. Атомы в молекуле связаны ковалентными полярными связями. Молекула в целом полярна – диполь. Вода – жидкость без цвета, вкуса и запаха. В природе встречается в 3х агрегатным состояниях. У воды очень высокая теплоёмкость. Вода – универсальный растворитель.

Взаимодействие с активными  Ме:

 

Взаимодействие а менее активными  Ме при нагревании:

 

Вода – амфотерный, очень слабый электролит, поэтому она не проявляет  выраженных кислотных или основных свойств, но оказывает сильное  ионизирующее действие на растворённые в ней электролиты.   Н₂О <-> H⁺ + OH^-

Гидратация основных и кислотных  оксидов:

 

 

 

 

Гидратация органических соединений: Вода присоединяется к непредельным углеводородам по месту разрыва кратной связи. Для несимметричных молекул этот процесс подчиняется правилу Марковникова.

 

 

Гидролиз солей:

 

 

 

Гидролиз карбидов, нитрилов, гидридов: