Proizvod rastvorljivosti nis. Proizvod rastvorljivosti

Definicija

Stavimo malo slabo rastvorljive soli, na primer, AgCl, u čašu i dodamo destilovanu vodu u talog. U tom slučaju ioni Ag + i Cl -, doživljavajući privlačenje od okolnih vodenih dipola, postepeno se odvajaju od kristala i prelaze u otopinu. Sudarajući se u otopini, Ag + i Cl - joni formiraju molekule AgCl i talože se na površini kristala. Dakle, u sistemu se dešavaju dva međusobno suprotna procesa, što dovodi do dinamičke ravnoteže, kada u jedinici vremena isti broj Ag + i Cl - jona prelazi u rastvor dok se talože. Akumulacija Ag + i Cl - jona u rastvoru prestaje, što rezultira zasićeni rastvor. Shodno tome, razmatraćemo sistem u kojem postoji talog slabo rastvorljive soli u kontaktu sa zasićenim rastvorom ove soli. U ovom slučaju se dešavaju dva međusobno suprotna procesa:

1) Prelazak jona iz taloga u rastvor. Brzina ovog procesa se može smatrati konstantnom pri konstantnoj temperaturi: V 1 = K 1 ;
2) Precipitacija jona iz rastvora. Brzina ovog procesa V 2 zavisi od koncentracije Ag + i Cl - jona. Prema zakonu masovne akcije:

Pošto je ovaj sistem u stanju ravnoteže, onda

V 1 = V 2
k 2 = k 1

• = k 2 / k 1 = const (pri T = const)

dakle, proizvod koncentracije jona u zasićenom rastvoru slabo rastvorljivog elektrolita na konstantnoj temperaturi je konstantan veličina. Ova količina se naziva proizvod rastvorljivosti (SP).

U datom primjeru, PRAgCl = . . U slučajevima kada elektrolit sadrži dva ili više identičnih jona, koncentracija ovih jona mora se povećati na odgovarajuću snagu prilikom izračunavanja proizvoda rastvorljivosti.
Na primjer, PRAg 2 S = 2

• ; PRPbI 2 = 2

Općenito, izraz za proizvod rastvorljivosti za elektrolit je A m B n
PRA m B n = [A] m [B] n .
Vrijednosti proizvoda topljivosti su različite za različite tvari.
Na primjer, PRCaCO 3 = 4,8

• 10 -9 ; PRAgCl = 1,56 10 -10.

PR je lako izračunati, znajući rastvorljivost jedinjenja pri datom t°.

Primjer 1
Rastvorljivost CaCO 3 je 0,0069 ili 6,9

• 10 -3 g/l. Pronađite PRCaCO 3.

Rješenje
Izrazimo rastvorljivost u molovima:
SCaCO 3 = (6,9

· 10 -3 ) / 100,09 = 6.9. 10 -5 mol/l

MCaCO3
Pošto svaka molekula CaCO 3 daje, kada se rastvori, jedan Ca 2+ i CO 3 2- jon, tada
= [CO 3 2- ] = 6.9

• 10 -5 mol/l,

dakle, PRCaCO 3 = = 6,9 10 -5 6,9 10 -5 = 4,8 10 -9

Poznavajući PR vrijednost, može se, zauzvrat, izračunati rastvorljivost supstance u mol/l ili g/l.

Primjer 2
Proizvod rastvorljivosti PRPbSO 4 = 2,2

• 10 -8 g/l.

Koja je rastvorljivost PbSO 4?

Rješenje
Označimo rastvorljivost PbSO 4 sa X mol/l. Nakon ulaska u rastvor, X molova PbSO 4 će dati X Pb 2+ jona i X SO 4 2- jona, tj.:

X
PRPbSO 4 = =

• < ПРAgCl - ненасыщенный раствор

• = PRAgCl - zasićeni rastvor

• > PRAgCl - prezasićeni rastvor

Precipitat nastaje kada proizvod koncentracija jona slabo rastvorljivog elektrolita premašuje vrednost njegovog proizvoda rastvorljivosti na datoj temperaturi. Kada ionski proizvod postane jednak PR vrijednosti, precipitacija prestaje. Poznavajući zapreminu i koncentraciju izmiješanih otopina, moguće je izračunati da li će precipitat rezultirajuće soli taložiti.

Primjer 3
Da li se stvara talog pri mešanju jednakih zapremina 0,2 M rastvora Pb(NO 3) 2 i NaCl.
PRPbCl 2

• 10 -4 .

Rješenje
Kada se pomiješa, volumen otopine se udvostručuje i koncentracija svake tvari se smanjuje za polovicu, tj. će postati 0,1 M ili 1,0

• 10 -1 mol/l. Koncentracije Pb 2+ i Cl - će biti iste. Dakle, 2 = 1 10 -1 (1 10 -1) 2 = 1 10 -3. Rezultirajuća vrijednost premašuje PRPbCl 2 (2,4 10 -4). Stoga se dio soli PbCl 2 taloži. Iz svega navedenog možemo zaključiti o utjecaju različitih faktora na nastanak padavina.

Utjecaj koncentracije otopine
Slabo rastvorljivi elektrolit sa dovoljno velikom PR vrednošću ne može se istaložiti iz razblaženih rastvora. Na primjer, precipitat PbCl 2 se neće formirati kada se pomiješaju jednake količine 0,1 M rastvora Pb(NO 3) 2 i NaCl. Kada se miješaju jednake količine, koncentracije svake supstance će postati 0,1 / 2 = 0,05 M ili 5

• 10 -2 mol/l. Jonski proizvod 2 = 5 10 -2 (5 10 -2) 2 = 12,5 10 -5. Rezultirajuća vrijednost je manja od PRPbCl 2, stoga neće doći do padavina.

Utjecaj količine taložnika
Za najpotpunije moguće taloženje koristi se višak taložnika.
Na primjer, precipitiramo sol BaCO 3: BaCl 2 + Na 2 CO 3 ® BaCO 3 ¯ + 2NaCl. Nakon dodavanja ekvivalentne količine Na 2 CO 3, u otopini ostaju ioni Ba 2+ čija je koncentracija određena PR vrijednošću.
Povećanje koncentracije CO 3 2- iona uzrokovano dodatkom viška taložnika (Na 2 CO 3) će povući odgovarajuće smanjenje koncentracije Ba 2+ jona u otopini, tj. će povećati potpunost precipitacije ovog jona.

Uticaj istog jona
Rastvorljivost slabo topivih elektrolita opada u prisustvu drugih jakih elektrolita koji imaju ione istog imena. Ako se otopina Na 2 SO 4 postepeno dodaje nezasićenoj otopini BaSO 4, tada nastaje ionski produkt, koji je u početku bio manji od PRBaSO 4 (1,1

• 10 -10), postepeno će dostići PR i premašiti ga. Počeće da se stvaraju padavine.

Uticaj temperature
PR je konstantna vrijednost pri konstantnoj temperaturi. Sa povećanjem temperature, PR se povećava, pa je taloženje najbolje izvoditi iz ohlađenih otopina.

Otapanje sedimenata

Pravilo proizvoda rastvorljivosti je važno za pretvaranje slabo rastvorljivih precipitata u rastvor. Pretpostavimo da treba da rastvorimo precipitat BaCO 3. Rastvor u kontaktu sa ovim talogom je zasićen u odnosu na BaCO 3 .
To znači da je = PRBaCO 3 .

Ako u otopinu dodate kiselinu, ioni H+ će vezati ione CO 3 2- prisutne u otopini u molekule krhke ugljične kiseline:
2H + + CO 3 2- ® H 2 CO 3 ® H 2 O + CO 2 -
Kao rezultat toga, koncentracija CO 3 2- iona će se naglo smanjiti, a ionski proizvod će postati manji od vrijednosti PRBaCO 3. Rastvor će biti nezasićen u odnosu na BaCO 3 i dio precipitata BaCO 3 će otići u otopinu. Dodavanjem dovoljno kiseline, ceo talog se može dovesti u rastvor. Posljedično, otapanje taloga počinje kada iz nekog razloga ionski proizvod slabo topljivog elektrolita postane manji od PR vrijednosti. Da bi se talog otopio, u otopinu se uvodi elektrolit, čiji ioni mogu formirati blago disociran spoj s jednim od jona slabo topljivog elektrolita. Ovo objašnjava otapanje teško rastvorljivih hidroksida u kiselinama

Fe(OH) 3 + 3HCl ® FeCl 3 + 3H 2 O
OH - joni se vezuju u blago disocirane H 2 O molekule.

Table. Proizvod rastvorljivosti (SP) i rastvorljivost na 25°C nekih slabo rastvorljivih supstanci

Formula	Rastvorljivost	PR mol/l
AgBr	7,94 . 10 -7	6,3 . 10 -13
AgCl	1,25 . 10 -5	1,56 . 10 -10
AgI	1,23 . 10 -8	1,5 . 10 -16
Ag2CrO4	1,0 . 10 -4	4,05 . 10 -12
BaSO4	7,94 . 10 -7	6,3 . 10 -13
CaCO3	6,9 . 10 -5	4,8 . 10 -9
PbCl2	1,02 . 10 -2	1,7 . 10 -5
PbSO4	1,5 . 10 -4	2,2 . 10 -8

ELEKTROLITI PODILY SOLUTION

Zakon djelovanja mase primjenjiv je na heterogeni ravnotežni sistem koji se sastoji od kristala slabo rastvorljivog elektrolita (soli, baze, kiseline) i njegovih jona u zasićenom rastvoru. Razmotrimo ravnoteže uočene u zasićenom rastvoru neke teško rastvorljive supstance, na primer, CaSO 4. U ovom sistemu, talog je u ravnoteži sa zasićenim rastvorom ove supstance:

SaSO 4 Ca 2+ + SO 4 2–

talog rastvora

Kada se uspostavi heterogena jonska ravnoteža, onoliko jona prođe u rastvor u jedinici vremena koliko se vrate u talog (zbog zanemarljive rastvorljivosti, pretpostavljamo da je stepen jonizacije elektrolita u rastvoru jednak 1). Konstanta ravnoteže za proces rastvaranja taloga ima sljedeći oblik:

odakle je K∙ TV = ∙

Koncentracija čvrste tvari je konstantna vrijednost:

TV = konst.

Uzimajući ovo u obzir, K∙sol kao proizvod dvije konstantne veličine može se smatrati i konstantnom vrijednošću, određenom konstantnom karakteristikom date supstance. Ova konstanta se naziva proizvod rastvorljivosti. Označava se sa PR:

Za zasićeni rastvor kalcijum sulfata, produkt rastvorljivosti na 25 o C je 3,72∙10 -5 g-jona 2 /l 2.

Proizvod rastvorljivosti karakteriše rastvorljivost elektrolita. Za binarne elektrolite, rastvorljivost je numerički jednaka

s = √PR.

Općenito, ako slabo topljivi elektrolit ima složen sastav A n B m i njegova disocijacija proizvodi više od dva iona:

A n B m ↔ nA a + + mB b – ,

tada su u izrazu za konstantu ravnoteže koncentracije jona zapisane u snagama jednakim stehiometrijskim koeficijentima n I m.

PR = n [B b – ] m

dakle, za zasićeni vodeni rastvor slabo rastvorljivog elektrolita, proizvod ravnotežnih molarnih koncentracija njegovih jona u snagama jednakim stehiometrijskim koeficijentima na datoj temperaturi je konstantna vrednost koja se naziva proizvod rastvorljivosti.

Upoređujući vrijednosti proizvoda topljivosti slabo topljivih soli, možete vidjeti koja se od njih bolje otapa (tablica 15).

PR vrijednosti se koriste u općoj hemiji, analitičkoj hemiji, hidrohemiji, hemiji okeana, ekologiji itd., jer omogućavaju kvantitativnu procjenu:

uslovi za stvaranje i otapanje sedimenata;

Vrijednost PR podrazumijeva uvjet za nastanak i otapanje taloga:

Ako je n [B b – ] m = PR, tada je talog u ravnoteži sa rastvorom (zasićeni rastvor);

Ako je n [B b – ] m > PR, tada se formira precipitat (prezasićeni rastvor);

Ako je n [B b – ] m< ПР, то осадок растворяется (ненасыщенный раствор).

Tabela 15.

Proizvod rastvorljivosti nekih

slabo rastvorljivi elektroliti na 25 o C

Elektrolit		Elektrolit		Elektrolit

Dakle, ako tijekom određene kemijske reakcije proizvod koncentracija iona koji sudjeluju u njoj postane veći od proizvoda topljivosti, tada se taloži talog teško topive tvari. I obrnuto, ako proizvod koncentracija iona danog elektrolita u njegovoj zasićenoj otopini kao rezultat jedne ili druge reakcije postane manji od proizvoda topljivosti za ione ovog elektrolita, tada talog prelazi u otopinu.

Iz svega navedenog možemo zaključiti o utjecaju različitih faktora na nastanak padavina.

Utjecaj koncentracije otopine. Slabo rastvorljivi elektrolit sa dovoljno velikom PR vrednošću ne može se istaložiti iz razblaženih rastvora. Na primjer, precipitat PbCl 2 se neće formirati kada se pomiješaju jednake količine 0,1 M rastvora Pb(NO 3) 2 i NaCl. Kada se miješaju jednake količine, koncentracije svake supstance će postati 0,1 / 2 = 0,05 M ili 5·10 -2 mol/l. Jonski proizvod · 2 = 5·10 -2 ·(5·10 -2) 2 = 12,5·10 -5. Rezultirajuća vrijednost je manja od PR(PbCl 2), stoga neće doći do padavina.

Utjecaj količine taložnika. Za najpotpunije moguće taloženje koristi se višak taložnika. Na primjer, taložimo sol BaCO 3:

BaCl 2 + Na 2 CO 3 → BaCO 3 ↓ + 2NaCl.

Nakon dodavanja ekvivalentne količine Na 2 CO 3, u otopini ostaju ioni Ba 2+ čija je koncentracija određena PR vrijednošću. Povećanje koncentracije CO 3 2- iona uzrokovano dodatkom viška taložnika (Na 2 CO 3) će povući odgovarajuće smanjenje koncentracije Ba 2+ jona u otopini, tj. će povećati potpunost precipitacije ovog jona.

Uticaj istog jona. Rastvorljivost slabo topivih elektrolita opada u prisustvu drugih jakih elektrolita koji imaju ione istog imena. Ako se otopina Na 2 SO 4 postepeno dodaje nezasićenoj otopini BaSO 4, tada će ionski produkt, koji je u početku bio manji od PR (BaSO 4) (1,1·10 -10), postepeno dostići PR i premašiti ga . Počeće da se stvaraju padavine.

Ovo se koristi, na primjer, za taloženje vrijednih metala. Na primjer, PR AgCl u vodi = 1,6×10 -10. Koncentracija srebra u takvoj otopini preko AgCl će biti

Da li je to puno ili malo? Ovo je 1,4 mg srebra izlivenog sa svakim litrom tečnosti za pranje u fabrici filmova. Ako ne isperemo vodom, već 0,1 N otopinom NaCl, onda

PR/ = 1,6×10 -9 mol/l,

one. koncentracija srebra odnesenog u otopini smanjit će se za 10.000 puta.

Uticaj temperature. PR je konstantna vrijednost pri konstantnoj temperaturi. Sa povećanjem temperature, PR se povećava, pa je taloženje najbolje izvoditi iz ohlađenih otopina.

Otapanje sedimenata. Pravilo proizvoda rastvorljivosti je važno za pretvaranje slabo rastvorljivih precipitata u rastvor. Pretpostavimo da treba da rastvorimo precipitat BaCO 3. Rastvor u kontaktu sa ovim talogom je zasićen u odnosu na BaCO 3. To znači da

· = PR(BaCO 3).

Ako u otopinu dodate kiselinu, ioni H+ će vezati ione CO 3 2- prisutne u otopini u molekule krhke ugljične kiseline:

2H + + CO 3 2- → H 2 CO 3

Kao rezultat toga, koncentracija CO 3 2- jona će se naglo smanjiti, a ionski proizvod će postati manji od PR vrijednosti (BaCO 3). Rastvor će biti nezasićen u odnosu na BaCO 3 i dio precipitata BaCO 3 će otići u otopinu. Dodavanjem dovoljno kiseline, ceo talog se može dovesti u rastvor. Posljedično, otapanje taloga počinje kada iz nekog razloga ionski proizvod slabo topljivog elektrolita postane manji od PR vrijednosti. Da bi se talog otopio, u otopinu se uvodi elektrolit, čiji ioni mogu formirati blago disociran spoj s jednim od jona slabo topljivog elektrolita. Ovo objašnjava otapanje teško rastvorljivih hidroksida u kiselinama

Fe(OH) 3 + 3HCl → FeCl 3 + 3H 2 O

OH‾ joni se vezuju u blago disocirane molekule H 2 O.

Poznavajući PR, moguće je objasniti zašto se neke supstance rastvaraju, a druge ne. Nasuprot tome, lako je objasniti zašto se neke supstance talože, a druge ne.

Na primjer, FeS se otapa u hlorovodoničnoj kiselini, ali CuS ne:

FeS + 2HCl → FeCl 2 + H 2 S

Vrijednosti PR(FeS) = 3,7 10 –19, PR(CuS) = 8,5 10 –45 Iz toga proizlazi da u slučaju bakar sulfida u zasićenom rastvoru ima vrlo malo jona S 2– i molekula H 2 S se neće formirati, pa stoga neće biti poremećena ravnoteža u zasićenom rastvoru bakar-sulfida. Talog se neće otopiti. U slučaju gvožđe (II) sulfida, ima dovoljno sulfidnih jona da formiraju H 2 S molekule, a ravnoteža se pomera udesno. Precipitat gvožđa (II) sulfida se rastvara.

Drugi primjer: FeS se ne precipitira iz otopine H 2 S i taloži se otopinom (NH 4) 2 S:

FeCl 2 + H 2 S ≠

FeCl 2 + (NH 4) 2 S = FeS↓ + 2NH 4 Cl

Vodonik sulfidna kiselina je slaba (K 2 = 1·10 –14). Dakle, nema dovoljno S 2- jona da bi se ispunio uslov

> PR,

i ne pada talog.

Amonijum sulfid je jak elektrolit i ima dovoljno sulfidnih jona da ispuni gornji uslov. A to dovodi do padavina.

Proizvod rastvorljivosti se može koristiti za selektivno odvajanje jona taloženjem iz rastvora.

Na primjer, razmotrite taloženje jona Ba 2+ i Sr 2+ iz rastvora koji sadrži 0,010 mol/l BaCl 2 i 0,020 mol/l SrCl 2 korišćenjem koncentrovanog rastvora Na 2 SO 4 .

PR barij i stroncijum sulfata određuje se omjerima

PR = = 1,5·10 –9 ;

PR = 7,6·10 –7.

Posljedično, taloženje barijum sulfata u prisustvu 0,010 mol/l iona Ba 2+ neće se dogoditi sve dok koncentracija jona SO 4 2- ne dostigne

1,5·10 –9 / 0,010 = 1,5·10 –7 mol/l.

Taloženje stroncijum sulfata će početi pri koncentraciji sulfatnog jona jednakoj

7,6·10 –7 / 0,020 = 3,8·10 –5 mol/l.

Posljedično, barijevi ioni će prvi početi da se talože. Kada koncentracija sulfatnih jona dostigne 3,8·10 –5 mol/l, počinje taloženje stroncijum sulfata. Do tada će rješenje ostati

1,5 10 –9 / 3,8 10 –5 = 3,9 10 –5 mol/l.

To će iznositi samo 0,39% prvobitne količine jona barija. Preostalih 99,6% jona barijuma će se istaložiti pre taloženja stroncijum sulfata.

Stranica 1

LEKCIJA br.

Predmet: Heterogene ravnoteže. Konstanta rastvorljivosti.

Motivacija za proučavanje teme. U biološkim tečnim medijima prevladavaju heterogene, a ne homogene ravnoteže. Proučavanje ovih ravnoteža i pravca njihovog pomeranja je od ne male praktične važnosti za razumevanje obrazaca formiranja i rastvaranja teško rastvorljivih supstanci u telu.

Naučnici koji proučavaju biološku evoluciju vjeruju da različita rastvorljivost prirodnih spojeva u vodi ima veliki utjecaj na njihovu zastupljenost u živim organizmima. Postoji bliska veza između rastvorljivosti jedinjenja u vodi i toksičnog dejstva jona brojnih elemenata. Na primjer, unošenje Al 3+ jona u organizam zbog stvaranja slabo rastvorljivog AlPO 4 dovodi do rahitisa.

Reakcije precipitacije su osnova metode precipitacije, koja se široko koristi u kvantitativnoj analizi farmaceutskih proizvoda. Metoda precipitacije se koristi u kliničkoj analizi hlorida u urinu, želučanom soku i krvi; u sanitarno-higijenskoj analizi - u analizi vode za piće.

Cilj: Proučavati heterogene ravnoteže u zasićenim otopinama slabo topivih elektrolita.

Ciljevi studija:

1. Steći vještine izračunavanja konstante rastvorljivosti u zasićenim rastvorima slabo rastvorljivih elektrolita.

2. Steći veštine izračunavanja rastvorljivosti elektrolita na osnovu vrednosti konstante rastvorljivosti elektrolita.

3. Steći vještine predviđanja formiranja i rastvaranja sedimenata.

Trajanje lekcije- 165 minuta (135 vremena za učenje i 30 minuta pauze).

Lokacija lekcije- edukativna radionica (odjel za opštu hemiju)

Zadaci za samostalan rad studenta u vannastavnom vremenu (samostalna nastava).

A. Test pitanja

1. Heterogene ravnoteže u zasićenim rastvorima slabo rastvorljivih elektrolita.

2. Konstanta rastvorljivosti.

3. Uslovi za stvaranje i rastvaranje padavina. Utjecaj istoimenih iona na rastvorljivost slabo rastvorljivog elektrolita.

1. Opća hemija. Biofizička hemija. Hemija biogenih elemenata: Udžbenik za univerzitete / Yu.A. Eršov, V.A. Popkov, A.S. Berland i ostali - 2. izd. - M.: VŠ, 2000.

2. Radionica iz opšte hemije. Biofizička hemija. Hemija biogenih elemenata / ur. V.A. Popkova, A.V. Babkova - M.: VŠ, 2006.

3. Puzakov S.A., Popkov V.A., Filippova A.A. Zbirka zadataka i vježbi iz opšte hemije. - M.: VŠ, 2007.

4. Radionica o opštoj i bioorganskoj hemiji / ur. Popkova V.A. – 3. izd.-M.: Izdavački centar “Akademija”, 2008.-240 str.

B. Materijal za obuku.

U zasićenim otopinama slabo topivih elektrolita, proizvod koncentracije iona ovih elektrolita podignutih na stepen njihovih stehiometrijskih koeficijenata je konstantna vrijednost na određenoj temperaturi i naziva se konstanta rastvorljivosti (Ks).

Na osnovu Ks vrijednosti moguće je predvidjeti stvaranje i otapanje elektrolita:

1. 
   Elektrolit se taloži kada je proizvod koncentracija njegovih iona u otopini veći od vrijednosti Ks.
2. 
   Precipitat elektrolita se otapa kada je proizvod koncentracija jona elektrolita u otopini manji od Ks vrijednosti ovog elektrolita.

D. Zadaci učenja

Bilješka. Ako je rastvorljivost elektrolita izražena u mol/L, to je molarna koncentracija elektrolita.

Zadatak br. 1 Rastvorljivost BaF 2 u vodi na 18°C ​​je 7,5·10 -3 mol/l. Izračunajte konstantu rastvorljivosti BaF 2 na ovoj temperaturi.

Dato: Rješenje.

C(Ba F 2) = 7,5 10 -3 mol/l 1. BaF 2 ⇄ Ba 2+ +2F -

Ks -? Ks (BaF 2) = [Ba 2+ ] 2

1. 
   Kada se 1 mol BaF 2 disocira, nastaje 1 mol Ba 2+ jona i 2 mola F - jona, pa je koncentracija Ba 2+ jona jednaka rastvorljivosti (koncentraciji) BaF 2, a koncentracija F jona je duplo veća, tj.

[Ba 2+ ] = 7,5·10 -3 mol/l; = 2·7,5·10 -3 = 1,5·10 -2 mol/l.

1. 
   Konstanta rastvorljivosti BaF 2 jednaka je:

Ks (BaF 2) = 7,5 10 -3 (1,5 10 -2) 2 = 16,875 10 -7 = 1,69 10 -6
Odgovor: Ks (BaF 2) = 1,69 10 -6
Zadatak br. 2. Konstanta rastvorljivosti mangan sulfida MnS na 25°C je 2,5 · 10 -10. Izračunajte rastvorljivost mangan sulfida u vodi (u mol/l) na ovoj temperaturi.

Dato: Rješenje.

Ks (MnS) = 2,5 10 -10 1. MnS ⇄ Mn 2+ + S 2-

C(MnS) - ? Ks (MnS) = ·

1. 
   prilikom disocijacije 1 mola MnS nastaje 1 mol iona Mn 2+ i S 2-, pa su koncentracije Mn 2+ i S 2- iona jednake koncentraciji (rastvorljivosti u mol/l) MnS elektrolit. Označavajući koncentracije Mn 2+ i S 2- iona sa X, dobijamo:

Ks (MnS) = X X = X 2, dakle X =

X =

Odgovor: rastvorljivost mangan sulfida u vodi na 25°C je 1,58·10 -5 mol/l.
Zadatak br. 3. Ks (CdS) = 7,1·10 -28. Hoće li precipitat kadmijum sulfida CdS taložiti ako se ista zapremina od 0,01 N rastvora natrijum sulfida Na 2 S doda u 1 litar 0,1 N rastvora kadmijum nitrata Cd(NO 3) 2? Stepen disocijacije početnih elektrolita uzima se jednakim jedinici.

Dato: Rješenje:

Ks (CdS) = 7,1 10 -28 1. CdS⇄ Cd 2+ + S 2-

V(Cd(NO 3) 2) = V(Na 2 S) = 1l Precipitat CdS nastaje ako ·[ S 2- ]> Ks (CdS)

C f eq (Cd(NO 3) 2) = 0,1 mol/l 2. Cd(NO 3) 2 ⇄ Cd 2+ + 2NO 3 -

C f eq (Na 2 S) = 0,01 mol/l C(Cd 2+) = C(Cd(NO 3) 2)

α(Cd(NO 3 ) 2 ) = α(Na 2 S) = 1 C(Cd(NO 3) 2) = ½ C f eq (Cd(NO 3) 2)

Da li se formira CdS- talog? C(Cd(NO 3) 2) = ½ · 0,1 = 0,05 mol/l

C(Cd 2+) = 0,05 mol/l (prije miješanja otopina)

3. Na 2 S⇄ 2Na + + S 2-

C(S 2-) = C(Na 2 S); C(Na 2 S) = ½ C f eq (Na 2 S)

C(Na 2 S) = ½ · 0,01 = 0,005 mol/l; C(S 2-) = 0,005 mol/l (prije miješanja rastvora).

4. nakon miješanja 1 litre Cd(NO 3) 2 i 1 litre Na 2 S, volumen otopine se udvostručio, a koncentracije jona po jedinici volumena smanjile su se za polovicu i postale jednake:

C(Cd 2+) = 0,05: 2 = 0,025 mol/l = 2,5 10 -2 mol/l

C(S 2-) = 0,005: 2 = 0,0025 mol/l = 2,5 10 -3 mol/l

5. ·[ S 2- ] = 2,5·10 -2 ·2,5·10 -3 = 6,25·10 -5

6. [S 2- ]> Ks (CdS)

6,25 10 -5 > 7,1 10 -28 stoga će se CdS taložiti

D. Problemi za samostalno rješavanje.

Zadatak 1. 3 litre rastvora olovo (II) sulfata PbSO 4 zasićenog na sobnoj temperaturi sadrži 0,132 g soli. Izračunajte Ks(PbSO 4). (Odgovor: 2,1·10 -8).

Problem 2 . Konstanta rastvorljivosti srebrnog jodida AgI na 25°C je 1,5·10 -16. Izračunajte rastvorljivost AgI u vodi na ovoj temperaturi (u mol/l). (Odgovor: rastvorljivost AgI je 1,22·10 -8 mol/l).
3. Hoće li precipitat srebrnog dihromata Ag 2 Cr 2 O 7 taložiti pri miješanju jednakih zapremina 0,05 N rastvora AgNO 3 i K 2 Cr 2 O 7? Ks (Ag 2 Cr 2 O 7) = 2 ·10 -7 (25°C). Stepen disocijacije AgNO 3 i K 2 Cr 2 O 7 uzima se jednakim jedan. (Odgovor: formiraće se talog Ag 2 Cr 2 O 7).

Stranica 1

6. Konstanta rastvorljivosti. Rastvorljivost.

U sistemu koji se sastoji od rastvora i precipitata odvijaju se dva procesa - rastvaranje taloga i taloženje. Jednakost stopa ova dva procesa je uslov ravnoteže.

Zasićeni rastvor je rastvor koji je u ravnoteži sa precipitatom.

Primijenimo zakon djelovanja mase na ravnotežu između taloga i otopine.

AgCl(čvrsta) Ag + + Cl -

Pošto = const, imamo:

K = K SAgCl = U opštem obliku imamo:

A m B n (tv.) mA +n + nB -m i K S (A m B n) = m  n.

Konstanta rastvorljivosti K S (ili proizvod rastvorljivosti PR) - proizvod koncentracije jona u zasićenom rastvoru slabo rastvorljivog elektrolita - je konstantna vrednost i zavisi samo od temperature.

Primjeri KS vrijednosti za brojne soli:

K S (AgCl) = 1,610 -10

K S (Ag 2 CrO 4) = 1,110 -12

K S (Ag 2 S) = 610 -50.

Rastvorljivost slabo rastvorljiva tvar s može se izraziti u molovima po litru. U zavisnosti od vrednosti s, supstance se mogu podeliti na slabo rastvorljive - s< 10 -4 моль/л, среднерастворимые - 10 -4 моль/л  s  10 -2 моль/л и хорошо растворимые s >10 -2 mol/l.

Rastvorljivost jedinjenja je povezana sa njihovom konstantom rastvorljivosti. Za AgCl imamo:

AgCl(čvrsta) Ag + + Cl -

Rastvorljivost s - molarna koncentracija AgCl u otopini:

s = = m/(MV) = s = = .

Dakle, K S AgCl =  = s 2 i s=
.

Općenito, za A m B n imamo: A m B n (tv.) mA +n + nB -m

K S (A m B n) = m  n = (ms) m (ns) n = m m n n s m+n .

Primjer. Odrediti rastvorljivost AgCl (K S = 1,610 -10) i Ag 2 CrO 4 (K S = 1,210 -12).

Rješenje. AgCl Ag + + Cl - ,

K S = s 2 , s =
= 1,3410 -5 mol/l.

Ag 2 CrO 4 2Ag + + CrO 4 2-

K S = (2s) 2 s = 4s 3 , s =
= 6,510 -5 mol/l.

Iako je obično manja rastvorljivost, to je niži K S, u ovom slučaju za jedinjenja različitih tipova s(AgCl)< s(Ag 2 CrO 4), хотя K S (AgCl) >K S (Ag 2 CrO 4).

Uslov za taloženje i otapanje sedimenta

Za ravnotežu između taloga i rastvora - zasićenog rastvora - imamo u slučaju AgCl:

AgCl Ag + + Cl -  = K S .

Uslov taloženja se piše kao:  > K S

Tokom precipitacije, koncentracije jona se smanjuju dok se ne uspostavi ravnoteža.

Uslov rastvaranja taloga ili postojanja zasićenog rastvora zapisuje se kao: < K S .

Kako se talog otapa, koncentracija jona raste sve dok se ne uspostavi ravnoteža.

Uobičajeni jonski efekat

Dodatak običnog jona smanjuje rastvorljivost slabo rastvorljivih jedinjenja.

Primjer. Nađimo rastvorljivost AgCl u 0,1 M rastvoru NaCl.

Rješenje. AgCl Ag + + Cl -

K S AgCl =  = s  0,1 = 1,610 -10, s = 1,610 -9 mol/l.

Rastvorljivost AgCl u vodi (vidi gore) je 1,3410 -5 mol/l, rastvorljivost AgCl u 0,1 M NaCl je 1,610 -9 mol/l, tj. 10 4 puta manje.

Efekt soli

Povećanje jonske snage rastvora povećava rastvorljivost slabo rastvorljivih jedinjenja.

Budući da su koncentracije jona nastalih pri disocijaciji slabo rastvorljivih jedinjenja, kao i jonska snaga nastalih rastvora, male, ispostavlja se da je moguće koristiti koncentracije jona, a ne njihove aktivnosti u KS izrazima. U slučajevima kada su u otopini prisutni jaki elektroliti koji uzrokuju veliku ionsku snagu otopine, potrebno je zamijeniti aktivnost iona u izrazu za K S.

Odredimo rastvorljivost AgCl u 0,1 M NaCl uzimajući u obzir ionsku snagu rastvora

AgCl Ag + + Cl -

Za 0,1M NaCl  = 0,1 i f Ag+ = f Cl - = 0,78.

K S = a Ag+ a Cl - = f Ag+ f Cl - = 0,78s0,780,1 = 1,610 -10 ,

s = 1,610 -9 /(0,78) 2 = 2,610 -9 M, tj. 1,64 puta više nego bez uzimanja u obzir jonske snage rastvora. Efekt soli je znatno manji od efekta istoimenog jona.

Primjer. Rastvorljivost Mg(OH) 2 je 0,012 g/l. Pronađite K S .

Rješenje. M(Mg(OH) 2) = 58 g/mol, s = 0,12 g/l / 58 g/mol =

2,0710 -4 M.

Mg(OH) 2 Mg 2+ + 2OH -

K S =  2 = s(2s) 2 = 4s 3 = 4(2,0710 -4) 3 = 3,610 -11 .

Primjer. Da li se PbCl 2 taloži pri mešanju jednakih zapremina rastvora 0,1 M Pb(NO 3) 2 i 0,1 M NaCl, ako je K S (PbCl 2) =

Rješenje. Nakon miješanja otopina, koncentracije jona će se smanjiti za polovicu, tj. imamo: = = = 0,05M, a = 0,1 M. Pronađite ionsku snagu rastvora:

 = 1/2(0,052 2 + 0,11 2 + 0,051 2 + 0,051 2) = 0,2.

Nalazimo koeficijente aktivnosti: f Pb2+ = 0,24 i f Cl - = 0,70.

Imajući za PbCl 2 Pb +2 + 2Cl -

K S PbCl2 = a Pb2+ a Cl - 2, izračunajte vrijednost a Pb2+ a Cl - 2 za naše rješenje:

a Pb2+ a Cl - 2 = f Pb2+ (f Cl -) 2 = 0,240,050,70 2 0,05 2 = 1,4710 -5, što je manje od PR PbCl2), (10.6) pa se ne stvara talog.

7. Redox reakcije

Redox reakcije- to su reakcije koje se javljaju s promjenom oksidacijskih stanja elemenata. Oksidacijsko stanje je nazivni naboj atoma u molekuli, gdje se sve polarne veze smatraju ionskim.

Oksidacija- Ovo je proces doniranja elektrona.

Oporavak je proces dodavanja elektrona.

Oksidator- je atom, molekul ili ion koji prima elektrone i snižava svoje oksidacijsko stanje, tj. se obnavlja.

Redukciono sredstvo- je atom, molekul ili ion koji donira elektrone i povećava njegovo oksidacijsko stanje, tj. oksidira.

Tipični redukcijski i oksidacijski agensi

reduktori: a) metali - što je niži potencijal ionizacije, to su jača redukciona svojstva; b) spojevi elemenata u nižim oksidacionim stanjima (NH 3, H 2 S, HBr, HI itd.), u kojima su sve orbitale popunjene i mogu donirati samo elektrone.

Oksidirajući agensi: a) nemetali (F 2, Cl 2, Br 2, O 2 itd.) - što je veći afinitet elektrona, to su oksidaciona svojstva jače; b) joni metala u visokim oksidacionim stanjima (Fe 3+, Sn 4+, Mn 4+ itd.); c) jedinjenja elemenata u višim oksidacionim stanjima (KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, NaBiO 3, HNO 3, H 2 SO 4 (konc.) itd.), u kojima su svi valentni elektroni već predati i mogu biti samo oksidanti.

Jedinjenja elemenata u srednjim oksidacionim stanjima (HNO 2, H 2 SO 3, H 2 O 2 itd.) mogu pokazivati ​​oksidaciona i redukciona svojstva u zavisnosti od redoks svojstava drugog reagensa.

H 2 SO 3 + 2H 2 S = 3S + 3H 2 O

oksidirano restaurirati

H 2 SO 3 + Br 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 2HBr

restaurirati oksidirano

		redukciono sredstvo (jako)
		oksidant (slab)
		redukcijski agens (slab)
		oksidaciono sredstvo (jako)
		redukciono sredstvo
		redukciono sredstvo, oksidaciono sredstvo
		redukciono sredstvo, oksidaciono sredstvo
		oksidant

Oksidirajuća sredstva, prihvatajući elektrone, odnosno reducirajući, prelaze u redukovani oblik:

F 2 + 2e  2F -

oksidirano restaurirati

Redukcioni agensi, odustajući od elektrona, odnosno oksidirajući, prelaze u oksidirani oblik:

Na 0 - 1e  Na +

restaurirati oksidirano

Dakle, i oksidanti i redukcioni agensi postoje u oksidiranom (više oksidaciono stanje elementa) i redukovanom (niže oksidaciono stanje elementa) oblicima. Istovremeno, prijelaz iz oksidiranog u redukovani oblik tipičniji je za oksidirajuća sredstva, a prijelaz iz reduciranog u oksidirani oblik tipičan je za redukcijske agense. Obrnuti procesi nisu tipični, a mi ne vjerujemo, na primjer, da je F - redukcijski agens, a Na + oksidacijski agens.

Ravnotežu između oksidiranih i redukovanih oblika karakterizira redoks potencijal, koji ovisi o koncentraciji oksidiranih i redukovanih oblika, reakciji okoline, temperaturi itd. Može se izračunati po Nernstova jednadžba:

E = E o +

gdje je molarna koncentracija oksidiranog oblika;

[Smanjena] - molarna koncentracija redukovanog oblika;

n je broj elektrona koji učestvuju u polureakciji;

E 0 - standardna vrijednost redoks potencijala; E = E 0 ako je [Oporavak] = [Ok] = 1 mol/l;

Vrijednosti standardnih elektrodnih potencijala E 0 date su u tabelama i karakteriziraju oksidacijska i redukcijska svojstva spojeva: Što je pozitivna vrijednost E 0, to su oksidacijska svojstva snažnija, a vrijednost E 0 negativnija, jača redukciona svojstva.

Na primjer:

F 2 + 2e  2F - E 0 = 2,87 V - jak oksidant

Na + + 1e  Na 0 E 0 = -2,71 V - jako redukciono sredstvo

(proces se uvijek snima za redukcijske reakcije).

Budući da je redoks reakcija kombinacija dvije polureakcije, oksidacije i redukcije, karakterizira je razlika između standardnih elektrodnih potencijala oksidatora (E 0 ok) i reduktora (E 0 obnavljanje) - elektromotorna sila (emf) E 0 :

E 0 = E 0 ok - E 0 vraćanje,

E.m.f. reakcija E 0 je povezana sa promjenom Gibbsove slobodne energije G: G = -nFE 0, a s druge strane, G je povezana s konstantom ravnoteže K reakcije jednačinom G = - 2.3RTlnK.

Iz posljednje dvije jednačine slijedi odnos između emf. i konstanta ravnoteže reakcije:

E = (2,3RT/nF)lnK.

E.m.f. reakcije u koncentracijama koje nisu standardne (tj. nisu jednake 1 mol/l) E je jednako:

E = E 0 - (2,3RT/nF)logK ili E = E 0 - (0,059/n)logK.

U slučaju ravnoteže, G = 0 i prema tome E =0. Odakle je E = (0,059/n)logK i K = 10 n E /0,059.

Da bi reakcija nastupila spontano, mora biti ispunjen sljedeći uslov: G<0 или К>>1, što odgovara uslovu E 0 >0. Stoga, da bi se utvrdila mogućnost nastanka ove redoks reakcije, potrebno je izračunati vrijednost E 0. Ako je E 0 0, dolazi do reakcije. Ako je E 0 0, reakcija se ne dešava.

Primjer 1. Odredite mogućnost pojave reakcije

2FeCl 3 + 2KI  2FeCl 2 + 2KCl + I 2

Rješenje: Otkrili smo da je oksidant ion Fe +3, koji je reduciran u Fe +2, a redukcijski agens je I -, koji je oksidiran u I 2. Iz tabele nalazimo vrijednosti standardnih elektrodnih potencijala: E 0 (Fe +3 /Fe +2) = 0,77 V i E 0 (I 2 /2I -) = 0,54 V. Računamo E 0:

E 0 = E 0 ok - E 0 vraćanje = 0,77 - 0,54 = 0,23 in 0.

Primjer 2. Odredite mogućnost pojave reakcije

2 KMnO 4 + 16 HCl  2 KCl + 2 MnCl 2 + 5 Cl 2 + 8 H 2 O.

Rješenje. Nalazimo da je oksidant ion permanganata MnO 4 -, koji prelazi u Mn +2, a redukcijski agens je hloridni jon, koji se pretvara u plinoviti hlor Cl 2. Njihove potencijale određujemo iz tabele: E 0 (MnO 4 - /Mn +2) = 1,51 V i E 0 (Cl 2 /2Cl -) = 1,36 V. Računamo

E 0 = E 0 ok - E 0 vraćanje = 1,51 - 1,36 = 0,15 v 0.

Reakcija je moguća, jer je E 0  0.

OVR klasifikacija

1. Intermolekularne oksidaciono-redukcione reakcije - oksidaciono sredstvo i redukciono sredstvo su deo različitih supstanci:

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3

restaurirati oksidirano

2. Reakcije disproporcionalnosti - element u srednjem oksidacionom stanju je oksidaciono sredstvo i redukciono sredstvo:

2KOH + Cl2 = KCl + KClO + H2O

3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O

U ovim reakcijama, hlor i N+3 su oksidacioni i redukcioni agensi.

3. Intramolekularne oksidaciono-redukcione reakcije - oksidaciono sredstvo i redukciono sredstvo su deo jedne supstance:

2KClO3
2KCl + 3O 2

NH 4 NO 3 N 2 O + 2H 2 O

U ovim reakcijama, O -2, Cl +5 i N -3, N +5 su redukcioni agensi, odnosno oksidanti.

Treba napomenuti da smjer ORR-a i priroda produkta reakcije zavise od redoks svojstava reagujućih supstanci i prirode medija (kiselog, neutralnog ili alkalnog). Na primjer, kalijev permanganat KMnO 4, koji pokazuje samo oksidirajuća svojstva, pri prelasku iz kiselog u neutralnu i alkalnu sredinu stvara različite redukcijske produkte i njegov redoks potencijal se smanjuje:

pH< 7: MnO 4 - + 5e  Mn +2 (бесцветный) Е 0 = +1,51 в

pH = 7: MnO 4 - + 3e  MnO 2 (smeđa) E 0 = +0,60 v

pH > 7: MnO 4 - + 1e  MnO 4 -2 (zeleno) E 0 = +0,56 V

Jedinjenja hroma (VI) su jaka oksidaciona sredstva u kiseloj sredini (E0 = +1,33 V), redukovana na Cr +3, a jedinjenja hroma (III) pokazuju redukcionu sposobnost u alkalnoj sredini (E0 = -0,13 V), oksidirajući u jedinjenja hroma(VI).

pH  7: Cr 2 O 7 2- + 6e  2Cr +3 (plavo)

pH > 7: CrO 4 2- + 3e  3- (zeleno)

Vodikov peroksid H 2 O 2, koji sadrži kisik u srednjem oksidacionom stanju -1, ispoljava oksidirajuća ili redukcijska svojstva, a ovisno o pH otopine mijenja se njegov elektrodni potencijal i produkti na koje se reducira ili oksidira.

H 2 O 2 - oksidant:

pH > 7: H 2 O 2 + 2H + + 2e 2H 2 O

pH  7: H 2 O 2 + 2e 2OH -

H 2 O 2 - redukciono sredstvo:

pH > 7: H 2 O 2 - 2e O 2 + 2H +

pH  7: H 2 O 2 + 2OH - - 2e O 2 + 2H 2 O

Dakle, za ispravno pisanje ORR potrebno je uzeti u obzir uslove za nastanak ove reakcije.

Ion-elektronska metoda za pripremu OVR

Ion-elektronska metoda (ili metoda polu-reakcije) se koristi za kompiliranje ORR-a koji se javljaju u otopinama. Zasnovan je na sastavljanju pojedinačnih polureakcija za procese redukcije i oksidacije u obliku ionsko-molekularnih jednačina. U ovom slučaju potrebno je uzeti u obzir pravila za pisanje jednadžbi ionskih reakcija: jaki elektroliti su zapisani u obliku iona, a slabi elektroliti i slabo topljive tvari u obliku molekula.

Procedura za sastavljanje OVR-a

1. Upisuje se lijeva strana molekularne ORR jednadžbe, određuju se oksidacijski i redukcijski agens.

2. Polureakcije se zapisuju odvojeno za procese redukcije i oksidacije u obliku ionsko-molekularnih jednadžbi, u kojima se lijeva i desna strana (višak ili nedostatak kisika na lijevoj strani) izjednačavaju uzimajući u obzir pH vrijednosti otopina koja koristi H 2 O molekule, H + ili OH - ione:

pH< 7: избыток [O] 2H + + [O]  H 2 O

pH = 7: višak [O]H 2 O + [O]  2OH -

nedostatak [O] H 2 O - [O]  2H +

pH > 7: višak [O]H 2 O + [O]  2OH -

nedostatak [O] 2OH - - [O]  H 2 O.

3. Zbir naelektrisanja na lijevoj i desnoj strani polureakcije se izjednačava dodavanjem ili oduzimanjem elektrona. Nakon toga se biraju množitelji za polu-reakcije.

4. Zapisuje se ukupna ionsko-molekularna ORR jednačina, uzimajući u obzir faktore.

5. Desna strana molekularne ORR jednačine se dodaje i na nju se prenose koeficijenti iz ionsko-molekularne jednačine.

Primjer 1. Interakcija KMnO 4 sa Na 2 SO 3 u kiseloj sredini.

1. Napišite lijevu stranu jednačine, odredite oksidacijsko sredstvo i redukcijsko sredstvo:

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 =

oksidirano restaurirati srijeda

2. Sastavljamo polureakcije za procese redukcije i oksidacije, uzimajući u obzir kiselu sredinu. U kiseloj sredini, permanganatni ion MnO 4 - reducira se u ion Mn 2+, a sulfitni ion SO 3 2- se oksidira u sulfatni ion SO 4 2-:

MnO 4 -  Mn +2 - vezujemo višak kiseonika sa H + jonima,

SO 3 2-  SO 4 2- - uzimamo kiseonik koji nedostaje iz vode i H+ joni se oslobađaju.

Dobijamo sljedeće polureakcije:

MnO 4 - + 8H +  Mn +2 + 4H 2 O

SO 3 2- + H 2 O  SO 4 2- + 2H +

3. Računamo zbrojeve naboja na lijevoj i desnoj strani obje polureakcije i izjednačavamo naboje pomoću elektrona, birajući faktore:

5 SO 3 2- + H 2 O - 2e  SO 4 2- + 2H +

4. Zapisujemo ukupnu ionsko-molekularnu ORR jednačinu uzimajući u obzir faktore:

2 MnO 4 - + 8H + + 5e  Mn +2 + 4H 2 O

2MnO 4 - + 16H + + 5SO 3 2- + 5H 2 O  2Mn +2 + 8H 2 O + 5SO 4 2- + 10H +

Reduciramo vodikove ione i molekule vode i dobijamo:

5. Dodamo desnu stranu molekularne jednačine i u nju prenesemo koeficijente ionsko-molekularne jednačine. Konačna jednačina će izgledati ovako:

2KMnO 4 + 5Na 2 SO 3 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O

2 MnO 4 - + 8H + + 5e  Mn +2 + 4H 2 O

5 SO 3 2- + H 2 O - 2e  SO 4 2- + 2H +

2MnO 4 - + 6H + + 5SO 3 2-  2Mn +2 + 3H 2 O + 5SO 4 2-

Primjer 2. Oksidacija hrom (III) nitrata vodonik peroksidom u alkalnoj sredini je kvalitativna reakcija na Cr 3+ jon. U alkalnoj sredini, jon Cr 3+ oksidira se u hromat jon CrO 4 2- koji ima žutu boju.

2Cr(NO 3) 3 + 3H 2 O 2 + 10KOH  2K 2 CrO 4 + 6KNO 3 + 8H 2 O

2Cr 3+ + 8OH - - 3e  CrO 4 2- + 4H 2 O

3H 2 O 2 + 2e  2OH -

2Cr 3+ + 10OH - + 3H 2 O 2  2CrO 4 2- + 8H 2 O

8. Koordinacioni spojevi

Koordinacija(kompleks) veze- to su jedinjenja sa donor-akceptorskom vezom. Koordinacione spojeve sastoje se od jona unutrašnje i vanjske sfere. U formuli kompleksnog jedinjenja, joni unutrašnje sfere su stavljeni u uglaste zagrade. Joni unutrašnje sfere - kompleksni joni - sastoje se od agensa za stvaranje kompleksa (centralni ion) i liganda. Broj liganada u unutrašnjoj sferi kompleksa naziva se koordinacijskim brojem. Dentičnost liganda je broj veza pomoću kojih je dati ligand povezan sa agensom za stvaranje kompleksa.

Primjer: K 3

1. Joni vanjske sfere - 3K+

2. Ion unutrašnje sfere - 3-

3. Kompleksirajući agens - Fe 3+

4. Ligand - CN -, njegova zubac - 1

5. Koordinacioni broj - 6

General i neorganskihemija. M.: hemija, 1992--2004. Solovjev...

Hemija koja osigurava kvalitetnu pripremu studenata za polaganje Jedinstvenog državnog ispita iz hemije (na primjeru tema iz predmeta „Opća i neorganska hemija“) obrazovno-metodički priručnik

Toolkit

Potrebne informacije za ponavljanje kursa" Generale I neorganskihemija", te različiti nivoi složenosti i... ispunjavanje testnih zadataka……………………………….. Teme predmeta “ Generale I neorganskihemija" Periodični zakon i struktura atoma……………………………………………….…… ...

Udžbenik Opšte i neorganske hemije

Zakon

Generale I neorganskihemija: Udžbenik. dodatak / V.V. Baraguzina, I.V. Bogomolova, E.V. Fedorenko. - M.: ... standard i nastavni plan i program za disciplinu “ Generale I neorganskihemija". Knjiga će vam omogućiti da brzo dobijete osnovne...