Константы устойчивости комплексных соединений

 

Комплексное соединение	β	lgβ	Комплексное соединение	β	lgβ
Ag(NH3)2^+	1,7 ^. 10^7	7,22	FeOH^+	3,2 ^. 10^4	4,50
Cd(NH3)4^2+	5,5 ^. 10^6	6,74	FeOH^2+	8,5 ^. 10^11	11,81
Cu(NH3)4^2+	5,6 ^. 10^11	11,75	NiOH^+	1,3 ^. 10^4	4,10
Ni(NH3)4^2+	4,7 ^. 10^7	7,67	HgOH^+	4,0 ^. 10^10	10,60
Ni(NH3)6^2+	2,0 ^. 10^8	8,31	PbOH^+	2,0 ^. 10^6	6,30
Zn(NH3)4^2+	7,8 ^. 10^8	8,89	ZnOH^+	1,0 ^. 10^5	5,00
HgBr2	9,6 ^. 10^17	17,98	ZrOH^3+	2,0 ^. 10^14	14,30
HgBr3^-	5,0 ^. 10^20	20,70	AlOH^2+	1,0 ^. 10^9	9,00
HgBr4^2-	2,7 ^. 10^22	22,23	BiOH^2+	50,0	1,70
HgCl2	1,7 ^. 10^13	13,23	CdOH^+	8,0 ^. 10^3	3,90
HgCl3^-	1,5 ^. 10^14	14,20	CoOH^+	2,0 ^. 10^4	4,30
HgCl4^2-	2,0 ^. 10^15	15,30	CrOH^2+	1,2 ^. 10^10	10,07
AlF4^-	1,3 ^. 10^19	19,10	CuOH^+	2,0 ^. 10^6	6,30
MgC2O4	5,7 ^. 10^2	2,76	AlEDTA^-	4,0 ^. 10^16	16,60
Mg(C2O4)2^2-	1,7 ^. 10^4	4,24	CaEDTA^2-	1,0 ^. 10^14	14,00
Ag(CN)2^-	0,9 ^. 10^21	20,96	CdEDTA^2-	2,9 ^. 10^16	16,46
Hg(CN)4^2-	0,3 ^. 10^42	41,40	CoEDTA^2-	2,0 ^. 10^16	16,30
Cd(CN)4^2-	0,1 ^. 10^8	7,12	CuEDTA^2-	6,3 ^. 10^18	18,80
Cu(CN)4^3-	0,2 ^. 10^31	30,30	HgEDTA^2-	5,0 ^. 10^21	21,70
Fe(CN)6^4-	1,0 ^. 10^37	37,00	NiEDTA^2-	4,2 ^. 10^18	18,62
Fe(CN)6^3-	1,0 ^. 10^44	44,00	PbEDTA	1,1 ^. 10^18	18,04
FeSal^+	2,8 ^. 10^17	17,44	ZnEDTA^2-	3,1 ^. 10^16	16,50

 

 

Сотрудники кафедры биохимии и биофизики МГЭУ имени А.Д. Сахарова(2011 год)

 

Таблица математических формул курса общей и неорганической химии
	Стехиометрические законы
	Закон эквивалентов для масс и растворов реагирующих веществ	nэкв.(А1) = nэкв.(А2) = … nэкв.(Аi)   m(А1)/ Mэкв.(А1) = m(А2)/ Mэкв.(А2) = … m(Аi)/ Mэкв.(Аi)   Сэкв. (А1) ^. V(А1) = Сэкв. (А2) ^. V(А2) = … Сэкв. (Аi) ^. V(Аi), где Сэкв. – нормальная концентрация вещества в растворе, V – объем раствора
	уравнение Клапейрона-Менделеева	pV= (m / M) RT, где m - масса газа; M - молекулярная масса; p - давление; V - объем; T - абсолютная температура (°К); R - универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/(моль · К) или 0,082 л атм/(моль · К))
	Электронная структура атома и химическая связь
	двойственная природа электромагнитного излучения и элементарных частиц	λ = с/ν,где λ – длина волны, с – скорость света, ν – частота излучения; энергия фотона: Е = hν; для любой частицы: λ = h/(m ^. v)
	Значения, которые могут принимать квантовые числа	Главное: n = 1,2,3…. ∞ Орбитальное: ℓ = 0,1,2,… n -1 Магнитное: m = -ℓ, -(ℓ-1)…0…(ℓ+1), ℓ Спиновое s = +1/2, -1/2
	дипольный момент связи и молекулы	µ = l × q
	Порядок связи в двухатомных молекулах в методе МО	;
	Химическая термодинамика
	Первый закон (начало) термодинамики	Q = Δ U + A^/
	Тепловой эффект химической реакции (следствие закона Гесса)	DrH^0298 = ∑ v i · D f H^0298, i - ∑ vj ·D f H^0298, j прод. исход. где DrH^0298 — теплота реакции, r — первая буква слова rеасtiоп, νi, и νj — количества (молей) веществ, вступивших в реакцию, и продуктов реакции. Размерность энтальпии реакции — кДж
	Второй закон (начало) термодинамики. Энтропия обратимых и необратимых процессов и смешения	D S = D S > ; S = k·1пW
	Энергия Гиббса – связь первого и второго законов термодинамики	D G = D Н-Т D S Если Dr G <0, то возможно самопроизвольное протекание прямой реакции Если Dr G >0, то возможно самопроизвольное протекание обратной реакции Амакс. = Dr G максимально-возможная работа, совершенная за счет тепла, выделившегося в результате химической реакции равна изменению энергии Гиббса реакции
	Третий закон термодинамики	При абсолютной температуре Т = 0^0 К энтропия идеального кристалла равна нулю S = 0
	Химическая кинетика
	Скорость химической реакции	V = - скорость гомогенной химической реакции; - скорость гетерогенной химической реакции
	Зависимость скорости элементарной химической реакции: аА + bВ = dD + еЕ от концентраций реагирующих веществ	V = k·[А]^a· [В]^b, где k— константа пропорциональности, называемая константой скорости химической реакции,[А], [В] — концентрации веществ А и В, выраженные в единицах моль/л, а, b — стехиометрические коэффициенты
	правило Вант-Гоффа зависимости скорости химической реакции от температуры	гдеV1—скорость реакции при температуре T1, V2 — скорость при температуре Т2. γ температурный коэффициент скоростиреакции
	уравнение Аррениуса зависимости скорости химической реакции от температуры	Еа -энергия активации реакции
	константа равновесия для обратимой гомогенной реакции: аА + bВ = сС +dD
	Связь константы равновесия реакции Кc с величиной изменения стандартного изобарно-изотермического потенциала (энергии Гиббса) D r G^0T реакции	D r G^0T = -RТ lпКc
	Растворы
5.1	Способы выражения концентрации растворов
	Молярная концентрация	СМ =
	Молярная концентрация эквивалента (нормальная концентрация)	Cэкв. =
	Массовая доля	w(X) = m (X)/m(раствора)
	Титр раствора	Т =
	Молярная доля вещества	χ (Аi) = ; процентах: χ (Аi) = . 100%
	• Моляльная концентрация	• Моляльная концентрация – это химическое количество вещества, растворенное в одном килограмме растворителя: • Cm =
5.2	Связь различных способов выражения концентрации растворов
	Молярность - массовая доля (СМ - ω)	СМ =
	Моляльность – массовая доля (Cm – ω)	Cm = ω^.1000/M(1 – ω) = В случае процентного выражения массовой доли: Cm = ω%^.1000/M(100 – ω%) =
	Молярность – нормальность (СМ– Сэкв.)	Cэкв. = Z^.CM
5.3	Коллигативные свойства растворов
	закон Генри (растворимость газа в жидкости)	ωВ = kВ · pB где ωВ – массовая доля газа в насыщенном растворе, рВ – парциальное давление газа над раствором, kВ – коэффициент пропорциональности, называемый константой Генри, характеризующий растворимость данного газа в данном растворителе
	Парциальное давление насыщенного пара компонента раствора (закон Рауля)	Р = Р0· χ, где Р – парциальное давление пара компонента, Р0 – давление пара над чистым компонентом, χ – мольная доля компонента в растворе Для бинарного раствора: (Р0 – Р)/Р0 = χВ, где χВ = (1 – χ)– мольная доля растворенного вещества, (Р0 – Р)/Р0 – относительное понижение парциального давления пара пара растворителя над раствором
	Повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания раствора по сравнению с чистым растворителем(законы Рауля)	ΔТкип. = ЭТ·Сm, где ΔТкип. – повышение температуры кипения раствора по сравнению с температурой кипения чистого растворителя, Сm – моляльная концентрация раствора, ЭТ – эбулиоскопическая постоянная, зависящая только от природы растворителя, но не зависящая от природы растворенного вещества ΔТзам. = КТ^.Сm, где ΔТзам. – понижение температуры замерзания раствора по сравнению с температурой замерзания чистого растворителя, Сm – моляльная концентрация раствора, КТ – криоскопическая постоянная, зависящая только от природы растворителя, но не зависящая от природы растворенного вещества
	Осмотическое давление (закон Вант- Гоффа)	ПОСМ. = СМRT Или ПОСМ. = nRT/V
5.4	Ионная сила и рН растворов
	Ионная сила растворов	μ =
	рН и рОН растворов	рН = -lg[H^+], рОН = -lg[ОH^-]
5.5	Расчет рН растворов разных электролитов
	Сильной кислоты	pH = -lg[H^+] = -lgСн, где Сн или Сэк., СN –нормальная концентрация кислоты.
	Сильного основания	рН = 14 + lg[OH^-] = 14 + lgСo, где Сo или Сэк., СN – нормальная концентрация основания
	слабой кислоты	рН= 0,5 рКк – 0,5 lgCк = -lg = 0,5 рКк + 0,5 pCk = рКк + рСк, где Cк - молярная концентрация слабой кислоты, pCк = -lgCк
	cлабого основания	7) рН = 14 – рОН = 14 – (-lg ), так как рОН = -lg
	Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания	pH = 7 + 0,5 pKк + 0,5 ^. lgCсоли = 14 – рОН = 14 + lg
	Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания	pH = 7 – 0,5 pKосн. – 0,5 ^. lgCсоли = -lg
	Кислой буферной смеси	рН= -lg[H^+] =-lg = -lgKk – lg(Ck/Cсоли) = рКк – lg(Ck/Cсоли) = рКк – lgCk + lgСсоли.
	Основной буферной смеси	рН = 14 + lg = 14 – рКо + lgCo/Ccоли = 14 – рКо + lgCo – lgCcоли
	Произведение растворимости	ПР (АmBn) = [A]^m· [B]^n
	Окислительно-восстановительные реакции
	Уравнение Нернста. Электродвижущая сила (э.д.с.) гальванического элемента (ε). Зависимость константы равновесия окислительно-восстановительной реакции от э.д.с. элемента	Е(Ox/Red) = Е°(Ox/Red) + , где Е(Ox/Red) - искомый потенциал окислительно-восстановительной системы (в вольтах) Е°(Ox/Red) - ее стандартный потенциал R – универсальная газовая постоянная (8,324 Дж/моль∙К) T – абсолютная температура F – постоянноя Фарадея (96485 Кл/моль) n – количество электронов передаваемых от окисленной формы к восстановленной форме a(Ox) и a(Red) активности окисленной и восстановленной формы соответственно или: Е = Е^0 + (0,059/n) ^. lg ([Ox]/[Red]) э.д.с. (ε)= Екатода - Еанода RTln Kр = nFε^0 или
	Комплексные соединения
	константа диссоциации (нестойкости) комплекса: [CoCl4]^2- ↔ Co^2++ 4Cl^-
	Константа образования (устойчивости) комплекса: Co^2++ 4Cl^- ↔ [CoCl4]^2-

Задачи для подготовки к экзамену

1. Получена смесь азота и водорода и установлены условия реакции. Равновесие в системе:

2 6 4 (вступило в реакцию и образовалось)

N₂ + 3H₂ ↔ 2NH₃

1 2 4 (концентрации в равновесии)

 

- установилось при следующих концентрациях веществ

[N₂]= 1 моль\л

[H₂]=2 моль\л

[NH₃]=4 моль\л

Вычислите исходные концентрации N₂ и H₂, а также константу химического

равновесия

 

Ответ:

[N₂]_{исходная} = 1 моль\л +2 моль\л = 3 моль\л

[H₂]_{исходная} = 2 моль\л +6 моль\л = 8 моль\л

 

 

2. Концентрация хлорноватистой кислоты (HClO) в водном растворе равна 0,001 моль\л.

• Вычислите степень диссоциации кислоты, концентрацию ионов водорода и рН раствора, если константа диссоциации кислоты К_дисс=10^-7

 

α= = 10^-2 или 1%. рН= -lg = 5. [H⁺] = = 10^-5

2а. Определите степень диссоциации, рН среды и концентрацию протонов в водном растворе NH₄OH, концентрация которого равна 0,001 моль\л, К_дисс=10^-5

 

α= = 10^-1 или 10%. рОН= -lg = 4.

[ОH^-] = = 10^-4

 

рН = 14 – рОН = 14 -4 =10 [H⁺] = 10^-10 моль/л

3. Вычислить DН реакции:

N₂H₄ + O₂ = N₂ + 2H₂O

(газ) (газ) (газ) (газ)

если DН⁰_обр, кДж\моль, N₂H₄(г)= -80 H₂O(г)= -242

Определите знак DS реакции, и может ли быть осуществлена эта реакция в стандартных условиях (возможность самопроизвольного протекания)

 

D_rH⁰₂₉₈ = ∑ v _i · D _f H⁰_{298, i} - ∑ _vj ·D _f H⁰_{298, j} = 0 + 2(-242) – (-80 + 0) =-404 кДж

прод. исход.

где D_rH⁰₂₉₈ — тепловой эффект химической реакции

DS реакции больше нуля (DrS>0), так как количество газовых молекул до реакции равно 2, а после – 3, т.е. увеличилось. Оба слагаемых в уравнении D G = D Н-Т D S отрицательны при любых температурах и D_r G <0, поэтому возможно самопроизвольное протекание прямой реакции

 

4. Определите осмотическое давление раствора в 500 мл которого содержится 4,5г фруктозы C₆H₁₂O₆ (R = 0,082 л.атм/град.моль)

 

Используем уравнение Вант-Гоффа Р_ОСМ. = С_МRT и ли Р_ОСМ. = nRT/V, n =m/M Рассчитываем М (C₆H₁₂O₆) = 6 ·12 + 12·1 + 6·16 = 180, V = 0,5 л

Ответ: Р_осм. = 1,22 атм.

 

 

5. В 250 мл воды растворили 60г мочевины CO(NH₂)_2. Определите температуру замерзания полученного раствора, если криоскопическая постоянная воды К=1,86.

 

 

Используем закон Рауля: ΔТ_зам. = К_Т^. С_m,

где ΔТ_зам. – понижение температуры замерзания раствора по сравнению с температурой замерзания чистого растворителя, С_m – моляльная концентрация раствора, К_Т – криоскопическая постоянная

Моляльная концентрация – это химическое количество вещества, растворенное в одном килограмме растворителя:

• C_m = = m/M ^. m_{растворителя} = 4 моль/кг

 

ΔТ_зам. = К_Т^. С_m = 4^.1,86 = 7,44⁰

 

 

6. Определите, в какой среде - кислой, нейтральной или щелочной – сильнее проявляются окислительные свойства иона MnO₄ ^-. Напишите соответствующие уравнения полуреакций восстановления ионов MnO₄ ^– и по таблице найдите величины окислительно-восстановительных потенциалов

Е = Е⁰ + (0,059/n) ^. lg ([Ox]/[Red])

В кислых:

KMnO₄ + KNO₂ + H₂SO₄ = MnSO₄ + K₂SO₄ + KNO₃ + H₂O

MnO₄^- + 8H⁺ + 5e = Mn²⁺ + 4H₂O 2 восстановление

NO₂^- + H₂O - 2e = NO₃^- + 2H⁺ 5 окисление

Сложим первое уравнение полуреакции, умножив на 2, со вторым, умноженным на 5

2MnO₄^- + 16H⁺ + 10e +5NO₂^- + 5H₂O - 10e = 2Mn²⁺ + 8H₂O + 5NO₃^- + 10H⁺

Сокращаем коэффициенты с одинаковыми ионами и электронами:

2MnO₄^- + 6H⁺ +5NO₂^- = 2Mn²⁺ + 3H₂O + 5NO₃^-

2KMnO₄ + 5KNO₂ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 5KNO₃ + 3H₂O Е⁰ MnO₄^- / Mn²⁺ = 1,51 В

В нейтральных:

KMnO₄ + K₂SO₃ + H₂O = MnO₂ + K₂SO₄ + КОH

2KMnO₄ + 3K₂SO₃ + H₂O = 2MnO₂ + 3K₂SO₄ + 2КОH Е⁰ MnO₄^- / MnO₂ = 0,60 В

В основных:

а) KMnO₄ + K₂SO₃ + KOH = K₂MnO₄ + K₂SO₄ + H₂O Е⁰ MnO₄^- / MnO₄^-2 = 0,56 В

 

б) KMnO₄ +СН₃ОН +KOHэлектронами =К₂MnO₄+ K₂СO₃ + H₂O

а) 2KMnO₄ + K₂SO₃ + 2KOH = 2K₂MnO₄ + K₂SO₄ + H₂O

б) 6KMnO₄ +СН₃ОН +8KOHэлектронами =6К₂MnO₄+ K₂СO₃ + 6H₂O

 

 

7. На основании величин стандартных электродных окислительно-восстановительных

потенциалов (таблица),укажите, в каком направлении может самопроизвольно

протекать реакция:

Cl₂+2KF ↔ 2KCl+F₂

 

Cl₂+2e^- ↔ 2Cl^- окислитель восстанавливается

2F^- -2e^- ↔ F₂ восстановитель окисляется

Сравним стандартные электродные потенциалы: E _Cl2/Cl^- = 1,36 B < E _F2/F^- = 2,87 B. Окислителем может быть фтор. Реакция потечет в обратном направлении

 

8. На основании концепции гибридизации атомных орбиталей,определите

геометрическую конфигурацию молекул BeCl₂, РF₃ и ВF₃,полярность, типы межмолекулярного взаимодействия

 

Mолекулы BeCl₂ и ВF₃ симметричны, значит их суммарный дипольный момент равен нулю и они неполярны. Между молекулами может наблюдаться только дисперсионное взаимодействие

Р фосфор (основное состояние) РF₃, фосфор находится в одной подгруппе с азотом и является его элементом-аналогом sp³ – искаженный тетраэдр, молекула полярна, как и молекулы NH₃, NF₃. Между молекулами этих соединений возможно все типы межмолекулярного взаимодействия: ориентационное, индукционное и дисперсионное

 

9. Вычислите степень гидролиза ацетата калия в 0,001 М растворе этой соли, и значение рН раствора. Напишите уравнение гидролиза. К_дисс(CH₃COOH) = 10^-5

 

 

CH₃COOK + H₂O ↔ CH₃COOH + KOH

 

α= = = 10^-3

 

 

•

• рОН = - lg = 5

pH = 14 – рОН = 14 + lg = 9

 

10. Определить рН среды 0,1 М растворов солей: 1)NH₄Cl, К_дис. (NH₄OH) = 10^-5.

2)Na₂CO₃ (карбонат натрия), К_дисс1 (Н₂CO₃) = 10^-7, К_дисс2 (Н₂CO₃) = 10^-11

 

Соли сильные электролиты и полностью диссоциируют на ионы

NH₄Cl →NH₄⁺ + Cl^- соль образована слабым основанием

NH₄⁺ + НОН ↔ NH₄OH + Н⁺ гидролиз по катиону, кислая среда

pH = -lg = = -lg = 5

Na₂CO₃ → 2Na⁺ + CO₃^2- соль образована слабой кислотой

CO₃^2- + НОН ↔ НCO₃^- + ОН^- первая стадия гидролиза по аниону которой соответствует константа гидролиза равная частному от деления ионного произведения воды на константу диссоциации второй стадии угольной кислоты:

К_г1 = α_1г = = = 10^-1= 0,1

 

НCO₃^- + НОН ↔ Н₂CO₃ + ОН^- вторая стадия гидролиза по аниону которой соответствует константа гидролиза равная частному от деления ионного произведения воды на константу диссоциации первой стадии угольной кислоты:

К_г2 = α_2г = = = 10^-4

 

Так как константа гидролиза первой стадии в миллион раз больше константы гидролиза второй стадии, а степень гидролиза по первой стадии в тысячу раз больше, чем по второй и при расчете рН раствора гидролизом по второй стадии можно пренебречь:

• рОН = - lg = 2

pH = 14 – рОН = 14 + lg =12

 

11. Определите концентрацию ионов ОН ^– в насыщенном водном растворе малорастворимого Al(OH)₃, если ПР (Al(OH)₃) = 27∙10^-8. Определите рН раствора.

 

x x 3x

Al(OH)₃ → Al⁺³ + 3OH^-

ПР (Al(OH)₃)= [Al⁺³]∙[OH^-]³ = x ∙(3x)³ = 27x ⁴ = 27∙10^-8, x = 10^-2 , [OH^-] = 3∙10^-2

рОН = 1,52 рН = 14 – рН = 14 – 1,52 = 12,48

 

12. Определите знак DS⁰ для приведенных ниже реакций. С учетом знака DН⁰, указанного

для каждой реакции, оцените, какие из реакций могут протекать самопроизвольно,

и при каких температурах (высоких или низких) это возможно:

a) 2N₂ + O₂ = 2N₂O; DН⁰ >0 ΔS < 0, ΔG > 0, реакция невозможна

б) N₂ + O₂ = 2NO; DН⁰ >0 ΔS = 0, ΔG > 0, реакция невозможна

в) 2NO + O₂ = 2NO₂; DН⁰ <0 ΔS < 0, возможна при низких температурах

г) NO + NO₂ = N₂O₃; DН⁰ <0 ΔS = 0, ΔG < 0 возможна при любой температуре

Все вещества находятся в газовой фазе

13. Определите молярную и нормальную (эквивалентную) концентрацию раствора серной кислоты, в котором массовая доля кислоты составляет 35%, а плотность 1,20г/мл.

 

Молярная концентрация – это химическое количество вещества, содержащееся в одном литре раствора: С_М = . Пусть V_{раствора} = 1л, тогда С_М = n = , масса вещества, выраженная через массовую долю равна: m = ω^.m_{раствора} = ω^.ρ^.1000, так как ω = , а масса одного литра раствора равна: m_{раствора} = ρ^.1000, где ρ – плотность раствора в г/мл. Подставляем полученное выражение для массы вещества и получаем: С_М = ω^. ρ^.1000/M = = моль/л

C_н. = Z^.C_M =8,56 моль.экв./л

 

14. Для растворения 5,2 г некоторого металла потребовалось 14,7 г серной кислоты (считая на чистое вещество). Определите эквивалентную массу металла и объем выделившегося водорода.

 

 

Закон эквивалентов для масс реагирующих веществ: массы реагирующих и образующихся относятся друг к другу, как их эквивалентные массы

Для расчета объема выделившегося водорода используем формулу включающую эквивалентные объемы газов при нормальных условиях вместо эквивалентных масс

Количество моль.экв. водорода равно химическому количеству эквивалентов серной кислоты и металла. Объем выделившегося водорода равен произведениюхимического количества эквивалентов на объем моль.экв. водорода:

 

15. Водородные соединения элементов второго периода.

 

Гидриды металлов - основания кислоты

Li⁺H^-, Be⁺²H₂^-, B⁺³H^-₃, CH₄, N^-3H₃⁺, H₂⁺O^-2, H⁺F^-

 

Li⁺H^- + N^-H₃⁺ = LiNH₂ + H₂ Li⁺H^- + H₂⁺O^-2= LiOH + H₂ Na⁰ + N^-H₃⁺ = NaNH₂ + H₂

N^-3H₃⁺ + H⁺ = [NH₄]⁺ H₂⁺O^-2+ H⁺ = [H₃O]⁺

Гидриды металлов могут оторвать протон даже связанный с углеродом. Например, от α-положения к карбонильной группе:

СН₃-СО-СН₃ + Li⁺H^- = Li^{+ -}СН₂-СО-СН₃ + Н₂

Комплексные гидриды используются как восстановители органических соединений:

Li⁺H^- +Al⁺³H₃^- = Li⁺[AlH₄]^- алюмогидрид лития

B⁺³H^-₃ + Na⁺H^- = Na⁺[BH₄]^- натрия борогидрид

СН₃-СО-СН₃ + Na⁺[BH₄]^-→ СН₃-СНОН-СН₃

 

15. Напишите уравнения реакции диссоциации комплексного соединения K₂[CoCl₄]

в растворе. Напишите выражение для константы нестойкости этого комплекса

 

первичная диссоциация – необратимый распад на внутреннюю и внешнюю сферу: K₂[CoCl₄] → 2K⁺+[CoCl₄]^2-

вторичная диссоциация – обратимый распад внутренней сферы. Каждая ступень характеризуется своей константой нестойкости:

[CoCl₄]^2- ↔ [CoCl₃]^-+ Cl^-

[CoCl₃]^- ↔ [CoCl₂]⁰ + Cl^-

[CoCl₂]⁰ ↔ [CoCl]⁺ + Cl^-

[CoCl]⁺ ↔ Co²⁺ + Cl^-

Общие (суммарные) константы нестойкости комплексов характеризуют их полную диссоциацию на комплексообразователь и лиганды и равны произведению ступенчатых констант:

[CoCl₄]^2- ↔ Co²⁺ + 4Cl^- полная вторичная диссоциация

16. Определите реакцию среды в водных растворах следующих солей:

К₃PO₄ CuSO₄ Ca(NO₃)₂

Подтвердите свой вывод уравнениями соответствующих реакций гидролиза.

 

К₃PO₄ → 3К⁺ + PO₄^-3

PO₄^-3 + HOH ↔ HPO₄^-2 + OH^- (основная среда)

CuSO₄ → Cu⁺² + SO₄^-2

Cu⁺² + HOH ↔ (CuOH) ⁺ + H⁺ (кислая среда)

Ca(NO₃)₂ → Ca⁺² + 2NO₃^- (нейтральная среда)

 

17. На какие ионы будут диссоциировать в водном растворе соли, имеющие состав

KAl(SO₄)₂ и K₃AlF₆? Напишите соответствующие уравнения диссоциации

 

Алюминий переходный металл и его трехзарядный катион является комплексообразователем:

KAl(SO₄)₂ → K⁺ + [Al(SO₄)₂]^- (первичная диссоциация, SO₄^2- - бидентатный лиганд, координационное число комплексообразователя равно 4)

[Al(SO₄)₂]^-↔ Al⁺³ + 2SO₄)₂^-2 (полная вторичная диссоциация)

 

K₃AlF₆ → 3K⁺ + [AlF₆]^-3 (первичная диссоциация, координационное число Al⁺³ – 6)

 

[AlF₆]^-3 ↔ Al⁺³ + 6F^- (полная вторичная диссоциация)

18. Укажите, между молекулами каких соединений может образовываться водородная связь (схема образования связи):

SiH₄, CH₃OH, H₂S, CH₃COOH, HBr, NH₃, ВF₃, HF, CH₃Cl, H₂O, СН₃-СО-СН₃

 

Между молекулами, содержищими Н-Х связь,где Х=N, О, F, Cl, Br, I и т.д., могут образоваться водородные связи, в частности, всех кислот, спиртов, аминов

SiH₄, CH₃OH, H₂S, CH₃COOH, HBr, NH₃, ВF₃, HF, CH₃Cl, H₂O, СН₃-СО-СН₃

CH₃OH, H₂S, CH₃COOH, HBr, NH₃, HF, H₂O – могут

SiH₄, ВF₃, CH₃Cl, СН₃-СО-СН₃ – не могут

 

19. Определите значение водородного показателя, рН, в растворе HCl с концентрацией 0,0001 моль/л и в растворе NaOH с концентрацией 0,001 моль/л

 

рН Сильной кислоты HCl→ H^+ + Cl^-	pH = -lg[H^+] = -lgСн, где Сн или Сэк., СN –нормальная концентрация кислоты. рН =-lg10^-4 =4
рН Сильного основания NaOH→Na^+ + OH^-	рОН = - lg[OH^-] = - lgСo, где Сo или Сэк., СN – нормальная концентрация основания рН = 14 - рОН= 14 + lg[OH^-] = 14 + lgСo = 14 -3 = 11

 

 

20. Определите заряд и координационное число иона-комплексообразователя в соединениях: Mg₂[Fe(CN)₆], Na₂[Co(NH₃)₂(NO₂)₄], [Co(NH₃)₅(H₂O)]Br₃

 

CN^-, (NH₃)⁰, NO₂^- _, (H₂O)⁰

+2, 6 +2, 6 +3, 6

Mg₂[Fe(CN)₄ (NО₂)₂], Na₂[Co(NH₃)₂(СN)₄], [Co(NH₃)₅(H₂O)]Br₃

+4 +2 -4 -2 +2 +2 0 -4 +3 0 0 -3

Суммарный заряд всех ионов комплексного соединения равен нулю

 

21. Не производя вычисления, определите знак изменения энтропии в следующих реакциях:

3H_{2 (г)} + N_2(г) = 2NH_{3 (г)}

NH₄NO_{2 (кр)} = N_{2 (г)} + 2H₂O_(г)

Na₂CO_3(ж) + 2HCl _(ж) = 2NaCl_(ж) + H₂O_(ж) + CO_2(г)

 

3H_{2 (г)} + N_2(г) = 2NH_{3 (г)} ∆S<0

NH₄NO_{2 (кр)} = N_{2 (г)} + 2H₂O_(г) ∆S>0

Na₂CO_3(ж) + 2HCl _(ж) = 2NaCl_(ж) + H₂O_(ж) + CO_2(г) ∆S>0

 

22. Во сколько раз изменится скорость химической реакции (прямой)

2NO(газ) + O₂(газ) = 2NO₂(газ)

если уменьшить объем реакционного сосуда в 2 раза?

 

 

23. Укажите, какие из перечисленных ионов могут быть восстановителями:

SO₄^-2, NO₂^-, Cu²⁺, Sn²⁺, F^-, IO₄^-, Al³⁺, I^-, Fe³⁺, SO₃^2-

 

SO₄^-2, NO₂^-, Cu²⁺, Sn²⁺, F^-, JO₄^-, Al³⁺, I^-, Fe³⁺, SO₃^2-

SO₄^-2 (S⁺⁶), Cu²⁺, F^-, IO₄^- (I⁺⁷), Al³⁺, Fe³⁺ - не могут

NO₂^- (N⁺³), Sn²⁺, I^-, SO₃^2- (S⁺⁴) – могут

 

24. Определите стандартное изменение энтальпии DrН⁰ реакции сгорания этана

2C₂H_6(г) + 7O_2(г) = 4CO_2(г) + 6H₂O _(г) и стандартную энтальпию сгорания

этана D_flH⁰₂₉₈ по известным энтальпиям образования:

DН⁰(CO_2(г)) = -393,5 кДж\моль

DН⁰(H₂O _(г)) = -241,8 кДж\моль

DН⁰(CH_4(г)) = -89,7 кДж\моль

 

Закон Гесса: D_rH⁰₂₉₈ = ∑ v _i · D _f H⁰_{298, i} - ∑ _vj ·D _f H⁰_{298, j}=

прод. исход.

Стандартной энтальпией сгорания называется энтальпия реакции сгорания одного моля вещества в кислороде с образованием оксидов элементов, имеющих высшую степень окисления

C₂H_6(г) + 7/2O_2(г) = 2CO_2(г) + 3H₂O _(г)

D_flH⁰₂₉₈ =D_rH⁰₂₉₈/2 = -2845,4/2 = -1422,7 кДж/моль

 

25. Температурный коэффициент скорости химической реакции равен 3. Во сколько раз возрастет скорость реакции при повышении температуры от 60⁰ С до 90⁰ С?

 

 

 

26. Расставить коэффициенты методом полуреакций и на основании величин стандартных электродных потенциалов (таблица), укажите, какие из приведенных реакций могут самопроизвольно протекать в кислом водном растворе:

1) MnO₄^- + Cl^- + H⁺ ↔ MnO₂ + Cl₂ + H₂O

2) MnO₄^- + Br^-+ H⁺ ↔ MnO₂ + Br₂ + H₂O

3) MnO₄^- +F^- + H⁺ ↔ MnO₂ + F₂ + H₂O

 

2MnO₄^- + 6Cl^- + 8H⁺ ↔ 2MnO₂ + 3Cl₂ + 4H₂O может

MnO₄^- + 4H⁺ + 3e^- ↔ MnO₂ + 2H₂O E⁰= 1,70 B

2Cl^- - 2e^- ↔ Cl₂ E⁰= 1,36 B

2MnO₄^- + 6Br^-+ 8H⁺ ↔ 2MnO₂ + 3Br₂ + 4H₂O может

MnO₄^- + 4H⁺ + 3e^- ↔ MnO₂ + 2H₂O E⁰= 1,70 B

2Br^- - 2e^- ↔ Br₂ E⁰= 1,07 B

2MnO₄^- +6F^- + 8H⁺ ↔ 2MnO₂ + 3F₂ + 4H₂O не может

MnO₄^- + 4H⁺ + 3e^- ↔ MnO₂ + 2H₂O E⁰= 1,70 B

2F^- - 2e^- ↔ F₂ E⁰= 2,87 B

 

27. В закрытом сосуде протекает обратимая химическая реакция:

2NO _(газ) + O₂ ↔ 2NO_2(газ)

Начальные концентрации введенных в сосуд веществ составили:

[NO]=10 моль/л