twardość wody, równowagi, budowa_atomu_i_związki_kompleksowe_teoria_2

TWARDOŚĆ WODY

Opracowanie: dr Jadwiga Zawada, dr Urszula Lelek-Borkowska, mgr Magdalena Bisztyga

1. Twardość wody.

Obecność w wodzie rozpuszczalnych soli wapniowych i magnezowych powoduje tzw. twardość wody.

Twardość wody, jest to ogół właściwości wody, które są skutkiem obecności przede wszystkim jonów wapnia (Ca2+) i magnezu (Mg2+), a także innych metali.

Sole wapnia i magnezu dostają się do wody w wyniku kontaktu zawartego w niej dwutlenku węgla z glebą i skałami zawierającymi wapienie i magnezyty. Wówczas trudno rozpuszczalne w wodzie wapienie i magnezyty przekształcają się w dobrze rozpuszczalne w wodzie wodorowęglany wapnia i magnezu. Reakcja ta zwana chemicznym wietrzeniem wapieni przebiega w następujący sposób (reakcja 1,2):

CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2 (1) MgCO3 + CO2 + H2O = Mg(HCO3)2 (2)

Wodorowęglany wapnia i magnezu powodują tzw. twardość węglanową wody, zwaną również

twardością przemijającą Tww. Siarczany oraz chlorki wapnia i magnezu (CaSO4, MgSO4, CaCl2, MgCl2) powodują twardość trwałą (stałą) wody Twn. Suma twardości przemijającej i trwałej stanowi ogólną

twardość wody Twog. Twardość ogólna Twog Twardość węglanowa (przemijająca) Tww Twardość niewęglanowa (trwała) Twn

(wodorowęglany wapnia i magnezu) (siarczany i chlorki wapnia i magnezu)

Twog = Tww + Twn

2. Sposoby wyrażania twardości

Do określania ilości soli wapnia i magnezu (twardości wody) służy jednostka zwana stopniem twardości. W literaturze technicznej podaje się twardość wody w stopniach niemieckich, rzadziej francuskich. 1o twardości (niemiecki) = 10 mg CaO/dm3 H2O

1o twardości (francuski) = 10 mg CaCO3/dm3 H2O

1o twardości (niemieckiej) = 0,357 miliwali CaO/dm3 H2O 1 miliwal CaO/dm3 H2O = 2,8 on.

3. Usuwanie twardości (zmiękczanie wody)

Woda do celów przemysłowych, a w szczególności do zasilania kotłów grzewczych i instalacji chłodniczych musi być miękka, tj. pozbawiona składników powodujących tworzenie się kamienia kotłowego.

Kamień kotłowy stwarza niebezpieczeństwo uszkodzenia, a nawet rozerwania kotła w chwili, gdy po odpryśnięciu kamienia kotłowego woda zetknie się z rozgrzaną ścianą kotła. Kamień kotłowy powoduje straty paliwa wskutek złego przewodnictwa cieplnego.

Wodorowęglany wapnia i magnezu powodujące twardość przemijającą łatwo można usunąć z wody poprzez gotowanie. Zachodzi wówczas rozkład wodorowęglanów zgodnie z reakcjami 3-5:

Ca(HCO3)2 = CaCO3 + H2O + CO2 (3)

Mg(HCO3)2 = MgCO3 + H2O + CO2 (4)

MgCO3 + H2O = Mg(OH)2 + CO2 (5)

Taki sposób usuwania twardości przemijającej nie jest korzystny dla wody do celów przemysłowych, ze względu na wytrącanie się trudno rozpuszczalnego węglanu wapnia (CaCO3), który jest przyczyną powstawania kamienia kotłowego. Kamień kotłowy jest mieszaniną różnych substancji, w której obok węglanu wapnia występuje węglan magnezu, wodorotlenek magnezu, siarczan(VI) wapnia, odwodniony kwas krzemowy (tzw. krzemionka) oraz tlenki żelaza. W zależności od tego, który rodzaj związku występuje w przeważającej ilości wyróżnia się następujące jego odmiany: kamień węglanowy, kamień siarczanowy, kamień krzemianowy.

Uogólniając można powiedzieć, że zmiękczanie wody polega na usuwaniu z niej jonów powodujących twardość tj. jonów Ca2+

, Mg2+oraz jonów innych metali jak: Fe2+, Mn2+, Al3+. Zmiękczanie wody można przeprowadzić stosując:

 destylację,   metody termiczne,   metody chemiczne,   metody fizyczno-chemiczne.

Destylacja pozwala na otrzymanie idealnie zmiękczonej wody – pozbawiona jest ona wszelkich soli. Koszty

zmiękczania tą metodą są jednak wysokie i w przemyśle nie ma ona większego zastosowania.

Termiczne metody usuwania twardości wody polegają na ogrzewaniu wody do ok. 100 o_{C, bowiem w}

takiej temperaturze i przy ciśnieniu atmosferycznym (1013 hPa) następuje rozkład wodorowęglanów wapnia i magnezu, z wydzieleniem trudno rozpuszczalnego węglanu wapnia, węglanu magnezu i wodorotlenku magnezu.

Chemiczne metody usuwania twardości wody polegają na strąceniu nierozpuszczalnych osadów, w

skład których wchodzą nierozpuszczalne związki wapnia i magnezu.

Jednym ze sposobów jest zastosowanie metody sodowo-wapiennej. Wodę zadaje się wapnem gaszonym i sodą. Wapno usuwa twardość przemijającą (reakcje 6-8):

Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 = 2CaCO3 + 2H2O (6) Mg(HCO3)2 + Ca(OH)2 = MgCO3 + CaCO3+ 2H2O (7)

MgCO3 + Ca(OH)2 = Mg(OH)2 + CaCO3 (8)

Soda natomiast usuwa twardość trwałą. Przypuśćmy, magnezu (rekcje 9, 10):

CaSO4 + Na2CO3=CaCO3 + Na2SO4 MgCl2+ Na2CO3 = MgCO3 + 2NaCl

że reaguje z nią siarczan(VI) wapnia i chlorek

(9) (10)

W każdym ze sposobów zmiękczania powstają nierozpuszczalne węglany wapnia i magnezu w postaci szlamistego osadu, który zostaje odfiltrowany lub osiada na dnie zbiorników (nie tworząc kamienia kotłowego). Metoda ta jest szeroko stosowana, gdyż jest tania i prosta.

Innym chemicznym sposobem usuwania twardości wody jest tzw. szczepienie kwasami, polegające na dodawaniu do wody mocnych kwasów. W wyniku tego zachodzi rozkład wodorowęglanów wapnia i magnezu wg reakcji 11 i 12:

Ca(HCO3)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O + 2CO2 (11) Mg(HCO3)2 + 2HCl = MgCl2 + 2H2O + 2CO2 (12)

Metoda ta usuwania twardości przeciwdziała tworzeniu kamienia kotłowego, jednak zwiększa własności korozyjne wody.

Zmiękczanie fosforanami polega na usuwaniu soli wapnia i magnezu w postaci nierozpuszczalnych osadów fosforanowych (reakcje 13- 16). Koszt zmiękczania fosforanami jest wyższy niż innymi chemikaliami, dlatego też metoda ta stosowana jest do zmiękczania wody o niewielkiej twardości lub jako uzupełnienie innych metod.

3Ca(HCO3)2 + 2Na3PO4 = Ca3(PO4)2 + 6NaHCO3 (13) 3Mg(HCO3)2 + 2Na3PO4 = Mg3(PO4)2 + 6NaHCO3 (14) 3CaSO4 + 2Na3PO4 = Ca3(PO4)2 + 3Na2SO4 (15) 3MgCl2 + 2Na3PO4 = Mg3(PO4)2 + 6NaCl (16)

Fosforany nie powodują korozji żelaza, zapobiegają tworzeniu się kamienia kotłowego rozkładając kamień już istniejący.

Metody fizyczno-chemiczne usuwania twardości wody to między innymi stosowanie jonitów,

tj. wymieniaczy jonowych. Wymieniacze jonowe są to substancje mających zdolność do wymiany kationów (kationity) lub anionów (anionity). Jonity nie rozpuszczają się w wodzie, lecz reagują na swojej powierzchni ze związkami zawartymi w wodzie. Dawniej zmiękczanie wody przeprowadzano za pomocą zeolitów (naturalne kationity nieorganiczne). Ostatnimi czasy zeolity zastępowane są przez syntetyczne żywice jonowymienne o dużej masie molowej. Oczyszczana woda przepuszczana jest najpierw przez kationit, który wymienia zawarte w wodzie kationy na jony wodorowe (reakcje 17a i 18a):

2HKt + Ca2+ + CO32- = CaKt2 + 2H+ + CO32- (17a) 2HKt + Ca2+ + SO42- = CaKt2 + 2H+ + SO42- (18a)

a następnie przez anionit (reakcje 17b, 18b), który wymienia aniony na jony wodorotlenkowe łączące się z jonami wodorowymi na obojętne cząsteczki wody.

2AnOH + 2H+ + CO32- = An2CO3 + 2H+ + 2OH- (17b) 2AnOH + 2H+ + SO42- = An2SO4 + 2H+ + 2OH- (18b)

Prawidłowe prowadzenie demineralizacji wody na jonitach pozwala otrzymać wodę czystą. Woda dejonizowana używana jest obecnie do zasilania często używanych jeszcze w przemyśle kotłów parowych, w których – dzięki temu procesowi – nie powstaje kamień kotłowy. Klasyfikację wód według stopni twardości podano w tabeli 1.

Tabela 1. Klasyfikacja wody pod względem twardości.

twardość wody [o

n] rodzaj wody

0



4



8



Literatura:

1. Praca zbiorowa pod red. K. Moskwy: Ćwiczenia laboratoryjne z chemii z elementami teorii i obliczeń dla mechaników, skrypt AGH, str. 88÷96, Kraków 2000

PYTANIA KONTROLNE:

1. Wyjaśnij pojęcia: jon, kation, anion, gramorównoważnik, wal, stężenie normalne. 2. Omów fizyczne i chemiczne własności wody

3. Jakie sole powodują twardość wody: a) przemijającą, b) trwałą? 4. Jakie znasz sposoby wyrażania twardości wody?

5. Jakie znasz metody usuwania twardości wody?

6. Na czym polega metoda jonitowa usuwania twardości wody?. Zapisz reakcje zachodzące na kationicie i anionicie.

7. Na czym polega metoda sodowo-wapienna usuwania twardości wody? Zapisz reakcje. 8. Na czym polega szczepienie kwasami?

RÓWNOWAGI W ROZTWORACH ELEKTROLITÓW

1. Dysocjacja elektrolityczna

Substancje, które podczas rozpuszczania w wodzie (lub innych rozpuszczalnikach) rozpadają się na jony nazywamy elektrolitami. Substancje te mają zdolność przewodzenia prądu elektrycznego.

Proces rozpadu substancji na jony (pod wpływem rozpuszczalnika) nosi nazwę dysocjacji

elektrolitycznej.

Elektrolitami są substancje o budowie jonowej (np. sole), a także liczne substancje o wiązaniach kowalencyjnych, które tworzą jony dopiero wskutek oddziaływania ich cząstek z rozpuszczalnikiem (np. HCl, H2S, HCN). Proces dysocjacji będzie zależał od rodzaju wiązań w cząsteczce rozpuszczonej jak i od rodzaju

rozpuszczalnika. Woda, ze wględu na dipolowy charakter cząsteczki jest dobrym rozpuszczalnikiem dla substancji posiadających wiązanie jonowe lub atomowe spolaryzowane. Wodne roztwory kwasów, zasad i

soli nieorganicznych są elektrolitami.

W rozpuszczalnikach organicznych niewodnych nie zachodzi proces rozpadu na jony, a związki nieorganiczne w nich rozpuszczone występują w formie cząsteczkowej.

W częssci teoretycznej niniejsszego ćwiczenia omówione zostały głównie zjawiska zachodzące w roztworach wodnych. W częsci eksperymentalnej zostaną wykazane na odpowiednich przykładach różnice w zachowaniu się tych samych substancji w roztworach wodnych i niewodnych.

1.1. Stopień dysocjacji

Ogólnie dysocjacja substancji AB lub AnBm roztworze zachodzi według schematu: AB  A+ _{+ B}- _{lub AnBm}  Am+_{+ mB}n

na przykład: HNO3  H+ + NO3-

Ca(OH)2  Ca2+ + 2OH-

Al2(SO4)3  2Al3+ + 3SO42-

Stosunek liczby cząsteczek (moli) rozpadających się na jony do ogólnej liczby cząsteczek (moli) rozpuszczonych nosi nazwę stopnia dysocjacji elektrolitycznej .

o zd n n = α (2)  - stopień dysocjacji _n

zd - liczba cząsteczek (moli) rozpadających się na jony

no - ogólna liczba cząsteczek (moli) rozpuszczonych.

Stopień dysocjacji może przyjmować wartości 0 <  < 1. W zależności od stopnia dysocjacji elektrolity dzielimy na mocne, średniej mocy i słabe. Im więcej cząsteczek ulega rozpadowi na jony, tym mocniejszy jest elektrolit. Stopień dysocjacji elektrolitów wzrasta wraz z rozcieńczeniem roztworu.

Mocne elektrolity to:

- prawie wszystkie sole nieorganiczne

- część kwasów nieorganicznych (np. HCl, HNO3, H2SO4, HBr, HI)

- wodorotlenki litowców i berylowców z wyjątkiem Be(OH)2 i Mg(OH)2

Słabe elektrolity to:

- część kwasów nieorganicznych (H2S, HCN, H2CO3)

- część wodorotlenków nieorganicznych (NH4OH, większość wodorotlenków metali dwu- i trójwartościowych)

- kwasy i zasady organiczne

Średniej mocy elektrolity to np. H3PO4, H2SO3, H3AsO4 .

1.2. Stała dysocjacji

W słabych elektrolitach cząsteczki niezdysocjowane znajdują się w stanie równowagi z produktami dysocjacji (jonami). Reakcję dysocjacji dla słabego elektrolitu można zapisać jako reakcję odwracalną stosując równania ( 1 ).

Na przykład: CH3COOH CH3COO- + H+

Mg(OH)2  Mg2+ + 2OH-

W stanie równowagi, tzn.gdy szybkości reakcji w obu kierunkach są jednakowe, możemy określić stałą równowagi reakcji zgodnie z równaniami:

] B A [ ] [B ] [A = K ] B A [ ] [B ] [A = K m n m -n n m B A -AB _{n m}   ( 3 ) Na przykład: ] Mg(OH) [ ] [OH ] [Mg = K COOH] CH [ ] [H ] COO [CH = K 2 2 -2 Mg(OH) 3 + -3 COOH CH_{3 2} 

Nawiasy kwadratowe oznaczają stężenie wyrażone w mol/dm3_.

Stałą K równowagi reakcji dysocjacji nazywamy stałą dysocjacji.

Stała dysocjacji jest to stosunek iloczynu stężeń jonów do stężenia cząsteczek nie zdysocjowanych.

Stałą dysocjacji wyznacza się tylko dla słabych lub średniej mocy elektrolitów. Dla elektrolitów mocnych stężenie [AB] lub [AnBm] jest bliskie zeru. Stałych dysocjacji dla mocnych elektrolitów na ogół nie definiuje się, gdyż wartości ich są bardzo duże i zwykle wyraźnie zmieniają się ze stężeniem.

Kwasy wieloprotonowe, zawierające w swojej cząsteczce kilka atomów wodoru, dysocjują stopniowo. Dla każdego etapu dysocjacji możemy wyznaczyć stałą równowagi reakcji. Wartość stałej dysocjacji pierwszego stadium jest zawsze większa od kolejnych stadiów stałych dysocjacji, np:

H3PO4  H+ + H2PO4- K1 = 7,51 . 10-3

H2PO4-H+ + HPO42- K2 = 6,23 . 10-8

HPO42-H+ + PO43- K3 = 2,2 . 10-13

Również wodorotlenki posiadające kilka grup wodorotlenkowych dysocjują stopniowo. Dla każdego etapu dysocjacji ustala się odpowiednia równowaga reakcji, którą można określić za pomocą stałej dysocjacji.

Stała dysocjacji, w odróżnieniu od stopnia dysocjacji, nie zależy od stężenia elektrolitu, lecz wyłącznie od temperatury - ze wzrostem temperatury wartość stałej dysocjacji wzrasta.

1.3. Prawo rozcieńczeń Ostwalda

Zależność pomiędzy stopniem dysocjacji a stałą dysocjacji dla słabych elektrolitów określa prawo rozcieńczeń Ostwalda wyrażone wzorem:

1 C = K 2 m    (4)  - stopień dysocjacji K - stała dysocjacji

Cm - stężenie molowe elektrolitu

Dla bardzo słabych elektrolitów stopień dysocjacji  jest tak mały, że 1- 1. Wówczas prawo rozcieńczeń Ostwalda można przedstawić wzorem przybliżonym:

K = 2_{C (5) lub po przekształceniu:} C K =  ₍₆₎

Ze wzoru tego wynika, że stopień dysocjacji słabego elektrolitu jest odwrotnie proporcjonalny

do pierwiastka kwadratowego z jego stężenia. W miarę rozcieńczania dowolnego słabego elektrolitu

wzrasta jego stopień dysocjacji.

2. Iloczyn jonowy wody, pH roztworów wodnych

Czysta woda jest bardzo słabym elektrolitem, którego część cząsteczek ulega rozpadowi na jony wg równania:

2H2O  H3O+ + OH-

W uproszczony sposób dysocjację elektrolityczną wody można zapisać: H2O  H+ + OH-

W stanie równowagi, zgodnie z równaniem 4. Stała dysocjacji wody określona jest wzorem: O] H [ ] [OH ] [H = K 2 -+ O H₂

Stężenie cząsteczek nie zdysocjowanych jest stałe i wynosi [ H2O ] = 55,55 mol/dm3

A więc: K · [H2O] = [H+] [OH-] = 1,8 10-16 · 55,55 = 10-14

Iloczyn K·[H2O] oznaczamy jako L i nazywamy iloczynem jonowym wody.

L = [H+_{] · [OH}-_{] = 10}-14 ₍₇₎ W czystej wodzie stężenia jonów wodorowych i wodorotlenkowych są sobie równe: [H+_{] = [OH}-_{] = 10}-7

Jeśli w roztworze : [H+] = 10-7 _{to roztwór jest obojętny}

[H+]  10-7 _{to roztwór jest kwaśny}

[H+]  10-7 _{to roztwór jest zasadowy.}

W celu wyrażenia kwasowości lub zasadowości roztworu (czyli tzw. odczynu roztworu) używa się pojęcia pH (tzw. współczynnik Sorensena), który został zdefiniowany jako ujemny logarytm ze stężenia molowego jonów wodorowych.

pH = -log [H+_{] (8)} Zatem, gdy pH = 7 roztwór jest obojętny

pH < 7 roztwór jest kwaśny pH > 7 roztwór jest zasadowy

Znając kwasowość lub zasadowość roztworu określoną stężeniem jonów wodorowych bądź wodorotlenkowych łatwo obliczyć pH roztworu. Niewielkie zmiany pH wpływają na przebieg wielu procesów chemicznych, zarówno biologicznych jak i przemysłowych.

Pomiary pH można wykonać przy pomocy wskaźników lub papierków wskaźnikowych, a dokładnie przy pomocy pH - metru. Wskaźniki są to słabo zdysocjowane kwasy lub zasady organiczne, które zmieniają swoją barwę w zależności od pH roztworu. Zmiana zabarwienia jest wynikiem zmiany stopnia dysocjacji własnej wskaźnika. Każdy wskaźnik ma charakterystyczny dla siebie zakres pH, w którym następuje stopniowa zmiana barwy. Zakres ten często nazywamy zakresem czułości danego wskaźnika.

2.1. Przykłady obliczeń pH

Przykład 1.

Obliczyć pH 0,001 m roztworu HCl, przyjmując, że jest on całkowicie zdysocjowany na jony ( = 1). Rozwiązanie: Rzeczywiste stężenie jakiegokolwiek z jonów elektrolitu wynosi:

C = C · ·n ( 9 ) C - stężenia molowe elektrolitu

 - stopień dysocjacji

n - liczba jonów danego rodzaju, która powstaje z 1 cząsteczki elektrolitu HCl  H+ _{+ Cl}-

zatem [H+_{] = 0,001· 1· 1 = 10}-3 _mol/dm3

czyli pH = -log 10-3 _{= 3}

Odpowiedź: pH roztworu wynosi 3. Przykład 2.

Obliczyć pH 0,001 m roztworu Mg(OH)2, przyjmując, że jest on zdysocjowany w 50% ( = 0,5).

Rozwiązanie:

Mg(OH)2  Mg+2 + 2OH-

Stężenie jonów wodorotlenowych [OH-_{] = 0,001· 0,5· 2 = 10}-3

Korzystając ze wzoru (7) na iloczyn jonowy wody obliczamy stężenie jonów wodorowych [H+_]

11 -3 --14 --14 + 10 = 10 10 = ] [OH 10 = ] [H stąd pH = -log 10-11 _{= 11}

Odpowiedź: pH roztworu roztworu wodorotlenku magnezu wynosi 11.

3. Reakcje jonowe

Elektrolity, jak już wcześniej wspomniano, w roztworach wodnych występują w postaci jonów. Jony w roztworze wodnym bardzo łatwo ze sobą reagują, przy czym szybkość reakcji, w porównaniu z szybkością

reakcji między nieelektrolitami jest duża. Reakcje jonowe przebiegają niemal natychmiast. Jeżeli kwasy, zasady i sole reagują ze sobą, to reakcja zachodzi pomiędzy jonami a nie cząsteczkami.

Reakcje między jonami zachodzą wówczas, gdy w wyniku reakcji powstanie: - substancja trudno rozpuszczalna

- substancja słabo zdysocjowana

Rozpatrzmy pierwszy przypadek, tj. powstawania trudno rozpuszczalnej substancji, na przykład AgCl. Charakterystyczne jest, że bez względu na rodzaj soli, kation daje z właściwym anionem ten sam produkt reakcji:

AgNO3 + NaCl = AgCl + NaNO3

Ag2SO4 + 2KCl = 2AgCl + K2SO4

lub jonowo:

Ag+ _{+ NO3}- _{+ Na}+ _{+ Cl}- = AgCl + Na+ _{+ NO3}-

2Ag+ _{+ SO4}2- _{+ 2K}+ _{+ 2Cl}- = 2AgCl + 2K+ _{+ SO4}2-

Skreślając po obu stronach równania jony, które nie biorą udziału w reakcji, powyższe reakcje można zapisać w formie skondensowanej:

Ag+ _{+ Cl}- = AgCl

Przykładem drugiego typu reakcji jest powstawanie słabo zdysocjowanej substancji, na przykład: CH3COONa + HCl = CH3COOH + NaCl

lub jonowo:

CH3COO- + Na+ + H+ + Cl- = CH3COOH + Na+ + Cl-

Jak widać z powyższych reakcji, jony Na+ _{i Cl- nie biorą udziału w reakcji, a więc równanie tej reakcji można}

zapisać w skróconej formie:

CH3COO- + H+ = CH3COOH

Pisząc reakcje jonowe, wzory mocnych elektrolitów przedstawiamy w formie jonowej, natomiast wzory substancji trudno rozpuszczalnych i słabo zdysocjowanych w postaci cząsteczkowej. Jony, które nie wchodzą w reakcję pomijamy.

4. Hydroliza soli

Hydroliza jest to reakcja jonów soli z wodą.

Po dodaniu niewielkiej ilości soli do wody otrzymamy roztwór, który zależnie od rodzaju rozpuszczonej soli może mieć odczyn obojętny, kwaśny lub zasadowy. Przyczyną tego zjawiska są reakcje jonów soli z wodą, czyli hydroliza.

Hydroliza jest reakcją odwrotną do reakcji zobojętniania: zobojętnienie

kwas + zasada  sól + woda hydroliza

Hydrolizie ulegają tylko sole, których jony mają zdolność przyjmowania lub oddawania protonów w środowisku wodnym. Do soli tego typu należą z reguły:

- sole słabych kwasów i mocnych zasad, - sole mocnych kwasów i słabych zasad - sole słabych kwasów i słabych zasad.

Sole mocnych kwasów i mocnych zasad nie hydrolizują, ich jony w środowisku wodnym nie przyjmują i nie oddają protonów.

4.1. Hydroliza soli słabych kwasów i mocnych zasad

Tego rodzaju sole hydrolizują w roztworach wodnych powodując odczyn zasadowy. Na przykład cyjanek potasu KCN jest solą pochodzącą od bardzo słabego kwasu cyjanowodorowego HCN i mocnej zasady potasowej KOH. Po rozpuszczeniu tej soli w wodzie zachodzi reakcja :

K+ _{+ CN}- _{+ H2}O  HCN + K+ _{+ OH}-

lub: CN- _{+ H2}O  HCN + OH-

W wyniku łączenia się jonów soli z wodą tworzy się słaby kwas HCN (w małym stopniu zdysocjowany) i mocna zasada KOH (całkowicie zdysocjowana na jony). Znajdujące się w roztworze jony OH- _{nadają roztworowi odczyn zasadowy. (pH > 7).}

4.2. Hydroliza soli słabych zasad i mocnych kwasów

W wyniku hydrolizy tego typu soli odczyn roztworu staje się kwaśny (pH < 7). Jako przykład podano się hydrolizę chlorku amonu NH4Cl.

NH4++ Cl- + H2O  NH4OH + H+ + Cl-

lub: NH4+ + H2O  NH4OH + H+

Tworzący się w wyniku hydrolizy wodorotlenek amonu jest słabą zasadą, a więc słabo zdysocjowaną na jony. Natomiast HCl jest silnie zdysocjowanym na jony kwasem i znajdujące się w roztworze jony H+

nadają mu odczyn kwaśny.

4.3. Hydroliza soli słabych kwasów i słabych zasad

Sole słabych kwasów i słabych zasad w roztworze wodnym ulegają hydrolizie, a odczyn wodnych roztworów tych soli będzie słabo kwaśny lu słabo zasadowy zależnie od tego, który z utworzonych elektrolitów, kwas czy zasada, jest mocniejszy (w większym stopniu zdysocjowany). Jako przykład omówiona zastanie reakcja hydrolizy węglanu amonu.

2NH4+ + CO32- + H2O  2NH4OH + H2CO3

Małe wartości stałych dysocjacji tworzącego się wodorotlenku amonu i kwasu węglowego powodują powstanie znacznej ilości obu tych związków w roztworze ( są one w małym stopniu zdysocjowane na jony).

5 -4 -4 OH NH =1,7910 OH] NH [ ] [OH ] [NH K 4   7 -3 2 3 + CO H =4,4710 ] CO H [ ] [HCO ] [H K 3 2  

Wartość stałej dysocjacji wodorotlenku amonu jest większa od stałej dysocjacji kwasu węglowego, a więc reakcja hydrolizy węglanu amonu ma charakter słabo alkaliczny.

4.4. Sole mocnych kwasów i mocnych zasad

Sole tej grupy nie ulegają hydrolizie, a ich roztwory wykazują odczyn obojętny (pH = 7). Spróbujmy wg poprzednich reguł podać równanie reakcji chlorku sodu z wodą:

Na+ _{+ Cl}- _{+ H2}O  Na+ _{+ Cl}- _{+ H2O}

Po prawej i po lewej stronie równania mamy takie same reagenty, stąd wniosek, że sole mocnych kwasów i mocnych zasad nie hydrolizują.

PYTANIA KONTROLNE

1. Zdefiniować pojęcia: dysocjacja elektrolityczna, stała dysocjacji, stopień dysocjacji. 2. Jaką zależność określa prawo rozcieńczeń Ostwalda?

3. Co to jest hydroliza soli? 4. Które sole ulegają hydrolizie? 5. Co to jest iloczyn jonowy wody? 6. Podać definicję pH.

7. Obliczyć pH następujących roztworów:

a) 0,1 m HCN (zakładając, że  = 0,01%) b) 0,1 m NH4OH (zakładając, że  = 1%)

9. Obliczyć stężenie H+ i OH- w roztworach wodnych o pH równych: a) pH = 7, b) pH = 4, c) pH = 9

Budowa atomu i związki kompleksowe

CZĘŚĆ TEORETYCZNA

1. Budowa atomu

Substancja chemiczna same

właściwości fizyczne i substancje proste i złożone.

jest to taki gatunek materii, który we wszystkich swoich próbkach posiada takie chemiczne. Wszystkie substancje, które spotykamy możemy podzielić na

Substancje proste są to substancje, których nie można rozłożyć na prostsze składniki, w języku chemicznym nazywane są one pierwiastkami. Najmniejszą częścią pierwiastka zachowującą takie same jak on właściwości chemiczne jest atom. Wszystkie atomy tego samego pierwiastka są podobne i posiadają te same własności. Atomy różnych pierwiastków różnią się między sobą.

Substancje złożone, które ulegają rozkładowi na drodze przemian chemicznych na substancje proste – pierwiastki, nazywane są związkami chemicznymi. Najmniejszą częścią związku chemicznego zachowującą jego właściwości jest cząsteczka (molekuła). Wszystkie cząsteczki tego samego związku chemicznego zawierają tą samą ilość takich samych atomów.

Atom złożony jest z najmniejszych cząstek, zwanych elementarnymi cząstkami materii. Cząstki elementarne, wchodzące w skład atomów to: skupione są w jądrze atomowym i związane siłami jądrowymi nukleony, czyli dodatnie protony i obojętne elektrycznie neutrony oraz krążące wokół jądra atomowego ujemne elektrony. Charakterystykę tych cząstek przedstawiono w tab.VIII.1.

substancje chemiczne

pierwiastki związki chemiczne

jądro atomowe elektrony atomy

nukleony

protony neutrony

Tab.1. Charakterystyka podstawowych cząstek elementarnych

nazwa cząsteczki masa [u] ładunek [e] symbol

proton 1 +1 p

neutron 1 0 n

elektron ₁₈₄₀ 1 -1 e

1u (jednostka masy atomowej) = 1/12 masy izotopu węgla 126 C = 1,6710-24g.

Z powyższej tabeli wynika, że prawie cała masa atomu skupiona jest w jego jądrze, jądro ma ładunek dodatni, a w elektrycznie obojętnym atomie liczba dodatnich protonów jest równa liczbie ujemnych elektronów.

Atomy różnych pierwiastków różnią się pomiędzy sobą przede wszystkim ilością protonów w jądrze. Liczba protonów nazywana jest liczbą atomową i oznaczana symbolem Z. Jak już wcześniej zaznaczono, elektrycznie obojętny atom posiada taką samą liczbę protonów i elektronów, więc liczba atomowa Z podaje zarówno liczbę protonów, jak i elektronów w atomie. Liczbę tą podaje się w lewym dolnym indeksie symbolu danego pierwiastka. Atomy tego samego pierwiastka muszą posiadać tą samą ilość protonów w jądrze, mogą natomiast różnić się ilością neutronów. Całkowita liczba protonów i neutronów nukleonów)( w jądrze określa liczba masowa A. Liczbę tą umieszcza się w lewym górnym indeksie symbolu pierwiastka. Różnica liczby masowej i atomowej podaje, więc ilość neutronów w jądrze.

Mając podany symbol pierwiastka z liczbą masową w indeksie górnym i liczbą atomową w indeksie dolnym można określić dokładną liczbę cząstek elementarnych, z których zbudowany jest dany atom.

Z  liczba atomowa = ilość protonów = ilość elektronów w atomie A  liczba masowa =

suma ilości protonów i neutronów w j ądrze

A

Z X  Z protonów, Z elektronów, (A – Z) neutronów

Przykład: 16_{8 O – atom tlenu zawierający: 8 protonów, 8 elektronów oraz 16 - 8 = 8 neutronów}

Atom, który posiada niedobór elektronów w stosunku do liczby protonów (czyli nadmiar ładunku dodatniego nad ujemnym) nazywamy jonem dodatnim lub kationem.

Atom posiadający nadmiar elektronów (ładunków ujemnych) w stosunk do protonów (ładunków dodatnich) nazywamy jonem ujemnym lub anionem.

Atomy tego samego pierwiastka mogą różnić się ilością neutronów w jądrze, czyli masą atomową. Nazywamy je

izotopami. Np. izotopy wodoru: 11H - wodór, 21H ( 21D ) – deuter, 31H ( 31T ) – tryt, izotopy węgla: 126 C ,

13

6C ,146C .

Dalszym ważnym problemem dotyczącym budowy atomu jest odpowiedź na pytanie: jak rozmieszczone są elektrony w atomach? Okazuje się, że dla elektronu nie można określić ściśle jego toru, tak jak dla cząsteczki klasycznej, a jedynie prawdopodobieństwo znalezienia go w różnych obszarach przestrzeni, w różnych odległościach od jądra.

4. funkcji falowych opisujących stan elektronów w atomach wynika opis każdego elektronu przy użyciu czterech liczb kwantowych:

n - główna liczba kwantowa kwantuje energię elektronu, może ona przybierać wartości kolejnych liczb

naturalnych, czyli n = 1, 2, 3, 4, 5, ..., . Poziomy o tej samej głównej liczbie kwantowej nazywamy powłoką

elektronową. Każda powłoka oznaczona jest symbolem literowym:

wartość n 1 2 3 4 5 6 7

symbol literowy powłoki K L M N O P Q

maks. liczba elektronów 2 8 18 32 50 72 98

l - poboczna liczba kwantowa określa dokładniej energię (oznacza ona podpowłokę, którą zajmuje elektron) i

wyznacza kształt orbitali atomowych, może przyjmować wartości całkowite od zera do (n - 1):

poboczna liczba kwantowa l 0 1 2 3 4 5

symbol podpowłoki s p d f g h

maks. liczba elektronów 2 6 10 14 18 22

m - magnetyczna liczba kwantowa określa wzajemne położenie orbitali w przestrzeni, a tym samym ilość orbitali

na danym podpoziomie, może przyjmować wartości: -l, 0, +l. Na przykład w podpowłoce p dla l = 1 dopuszczalne wartości m wynoszą -1, 0, +1 (trzy prostopadłe do siebie orientacje przestrzenne px, py, pz).

Każdy elektron oprócz tego, że porusza się wokół ąjdra, kręci się także wokół własnej osi. Kręt ten nazywamy

ms - magnetyczna spinowa liczba kwantowa może przyjmować wartości: -1/2 lub +1/2. Zamiast oznaczeń +1/2 i -1/2 orientacje oznacza się często strzałkami i . Na każdym orbitalu elektronowym mogą znajdować się dwa elektrony różniące się między sobą liczbą spinową. Wynika to z przyjętej zasady Pauliego, mówiącej że:

„W danym atomie nie mogą znajdować się dwa elektrony mające te same wartości wszystkich czterech liczb kwantowych, muszą różnić się co najmniej jedną liczbą kwantową."

Struktura orbitalowa atomów

Orbitale można opisać za pomocą odpowiednich symboli. Ogólny zapis orbitalowy można przedstawić:

nlx

gdzie: n – główna liczba kwantowa, l - poboczna liczba kwantowa wyrażona symbolem typu orbitalu (s, p, d, ...), x – ilość elektronów znajdujących się na danej podpowłoce.

Elektrony można przedstawić w postaci strzałek: , odwrotne kierunki symbolizują różne spiny. Symbole literowe i graficzne są sobie równoważne, np.:

1s 2p 3d 4f

1s2   2p4    3d7     4f5     

Elektrony zapełniają w pierwszej kolejności orbitale o niższej energii, a następnie orbitale o wyższych energiach. Kolejność zapełniania poszczególnych orbitali pokazano na rys.1.

Rys.1. Kolejność zapełniania poziomów energetycznych w atomach.

Konfiguracja elektronowa pierwiastka jest to symboliczny zapis wszystkich elektronów, które wchodzą w jego skład. I tak konfiguracja kilku wybranych pierwiastków, zgodnie z powyższym schematem kolejności zapełniania powłok wygląda następująco:

1H:1s1 3Li:1s22s1 22Ti:1s22s22p63s23p64s23d285At: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p5 Dla pierwiastków o wyższych liczbach atomowych stosuje się zapis skrócony, w którym podaje się konfigurację najbliżej położonego gazu szlachetnego poprzedzającego dany pierwiastek, np.:

zamiast 11Na: 1s2 2s2 2p6 3s1 stosuje się zapis 11Na: [10Ne] 3s1, gdzie [10Ne] = 1s2 2s2 2p6.

Dla własności chemicznych pierwiastka największe znaczenie posiadają elektrony znajdujące się na najwyższym poziomie energetycznym nazywane elektronami walencyjnymi, są to najczęściej elektrony z ostatnich, jeszcze nie w pełni zabudowanych powłok.

2. Wiązania chemiczne

Dążenia atomów do uzyskiwania energetycznie trwałego rozmieszczenia elektronów wokół ąjdra, czyli uzyskania trwałej konfiguracji elektronowej najbliższego dla danego pierwiastka gazu szlachetnego (dubletu lub oktetu elektronów) prowadzi do tworzenia się odpowiednich wiązań chemicznych a tym samym do wchodzenia w reakcje i powstawanie odpowiednich związków chemicznych.

2.1. Wiązania atomowe

Wiązanie atomowe powstaje pomiędzy atomami tego samego pierwiastka lub pomiędzy atomami pierwiastków, które różnią się wartością elektroujemności (zdolności do przyciągania elektronów) nie więcej niż

0,4. Każdy z atomów oddaje po jednym elektronie, które tworzą łączącą parę wiążącą. Para ta znajduje się dokładnie pomiędzy jądrami obydwu atomów wodoru i jest obejmowana zasięgiem ich przyciągania.

Cl +Cl Cl Cl Cl Cl Cl2

- elektron, : — - para elektronów

Jeżeli uwspólnienie jednej pary elektronów nie wystarcza do osiągnięcia oktetu elektronów, pomiędzy atomami tworzą się wiązania wielokrotne – podwójne, jak w przypadku cząsteczki tlenu, czy potrójne, jak w cząsteczce azotu:

O

O

O O

O

O

O

2

N + N N N N N N2

2.2. Wiązanie atomowe spolaryzowane

Jeżeli różnica elektroujemności łączących się pierwiastków zawiera się pomiędzy 0,4 i 1,7 to pierwiastki te tworzą wiązanie spolaryzowane. Oznacza to, że wiążąca para elektronów jest przesunięta w stronę atomu bardziej elektroujemnego (silniej przyciągającego elektrony). Atom ten zyskuje częściowy ładunek ujemny (-), natomiast atom o niższej wartości elektroujemności zyskuje częściowy ładunek dodatni (+).







H _{+ O + H} H O H H O 

H

2.3. Wiązania jonowe

Wiązanie jonowe powstaje wówczas, gdy reagują ze sobą atomy pierwiastka elektrododatniego o małej energii jonizacji z atomami pierwiastka elektroujemnego o dużym powinowactwie elektronowym. Reagujące

atomy osiągają konfigurację oktetową przez przesunięcie elektronów od elektrododatniego do elektroujemnego

atomu. _- N a + C l

_{N a+}

+

Powstawanie wiązania metalicznego polega na przekształceniu się atomów tego samego metalu lub atomów różnych metali w zbiór kationów obsadzających węzły sieci krystalicznej i swobodnie poruszających się między nimi elektronów. W związku z tym metale można traktować jako kryształy zawierające w węzłach sieci krystalicznej pewną liczbę dodatnich zrębów atomowych, a w przestrzeni międzywęzłowej równoważną im liczbę tzw. elektronów zdelokalizowanych, tj. nie należących do określonego jonu. Z tego względu mówi się o chmurze elektronowej lub

gazie elektronowym, w którym zanurzone są zręby atomowe metalu, tworząc wiązanie metaliczne.

Uporządkowany ruch gazu elektronowego związany jest z przepływem prądu elektrycznego.

2.5. Wiązania koordynacyjne

Do utworzenia wiązania atomowego nie zawsze potrzebne są elektrony pochodzące od dwóch atomów. Wiążąca para elektronowa może pochodzić od jednego atomu - donora, natomiast drugi atom zwany akceptorem uzupełnia tą parą swoją powłokę elektronową do konfiguracji najbliższego gazu

szlachetnego. W rezultacie powstaje wiązanie typu kowalencyjnego określane jako donorowo-akceptorowe albo

koordynacyjne. Dobrym przykładem może tu być reakcja pomiędzy amoniakiem, kiedy to dodatni jon wodorowy,

posiadający wolne orbitale, akceptuje jako wspólną parę elektronową pochodzącą od atomu azotu w cząsteczce amoniaku. Aby zaznaczyć, że dane wiązanie jest donorowo-akceptorowe, stosuje się często we wzorach strukturalnych strzałkę zamiast kreski skierowaną od donora do akceptora:

H + + H H H N H+ H N H HN H NH4+ + H H H

Donorami elektronów mogą być atomy lub jony posiadające wolne pary elektronowe (N, S, O, F-, Cl-, Br-, I-, OH-, CN-, SCN-, C2O42-, H2O, CO, NH3, itp.). Akceptorami są zwykle jony wodorowe oraz atomy mające wolne orbitale (np. metale przejściowe, czyli pierwiastki bloku d, itp).

Bardzo liczną grupę akceptorów stanowią jony metali przejściowych. Powstają wtedy związki o bardziej złożonej budowie zwane związkami kompleksowymi. Chemia związków kompleksowych jest w zasadzie chemią metali przejściowych (pkt.3.)

2.6. Podsumowanie

Poniższy diagram ukazuje schemat, jakimi drogami pierwiastki mogą uzyskać konfigurację najbliższego gazu szlachetnego, czyli uzyskać najbardziej dogodny energetycznie stan.

Atomy wiążące się w cząsteczkę zyskują trwałą konfigurację

przez

pary elektronowej elektronu elektronu pary elektronowej

pochodzącej od obydwu atomów pochodzącej od jednego atomu

między między kationy aniony donor akceptor

pierwiastkami pierwiastkami

o takiej samej o różnej

wiązanie

elektroujemności elektroujemności

jonowe wiązanie

koordynacyjne

wiązanie wiązanie donorowo-akceptorowe

atomowe atomowe

kowalencyjne spolaryzowane

(dipole)

3. Pierwiastki d- elektronowe i przejściowe

2. miarę rozbudowy powłok elektronowych od wodoru do coraz cięższych pierwiastków, w czwartym okresie pojawia się pierwiastek o liczbie atomowej Z = 21 (skand), który rozpoczyna serię 10-ciu pierwiastków d-elektronowych (Sc, Ti, V, Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn). Takie same serie pojawiają się w okresie V i VI (patrz układ okresowy).

Elektrony walencyjne pierwiastków d-elektronowych są rozmieszczone na podpoziomach (n - 1)d i ns. Dwuelektronowe zapełnienie najwyższego podpoziomu (ns) (oprócz Cu i Cr) jest przyczyną, że wszystkie pierwiastki podgrup są metalami o najniższym stopniu utlenienia +2 (u miedziowców na skutek przejścia jednego elektronu z podpoziomu s na d pojawia się trwały +1 stopień utlenienia).

Liczba elektronów walencyjnych (n -1)d i ns jest zgodna z numerem grupy. Na przykład mangan oddając kolejne elektrony osiąga najwyższy +7 stopień utlenienia:

3d 4s 3d 4s

Mn0       Mn3+    

3d 4s 3d 4s

Mn+3   Mn7+

Elektrony podpoziomu s ulegają łatwo jonizacji tworząc charakterystyczny dla stanu metalicznego "gaz elektronowy", dlatego pierwiastki te są dobrymi przewodnikami ciepła i elektryczności. Pozostałe nie sparowane elektrony d mogą tworzyć z podobnymi elektronami d sąsiednich atomów wiązania kowalencyjne zwiększając twardość i kruchość metali. Jeżeli pierwiastki d elektronowe tworzą chociaż jeden względnie trwały jon o niekompletnie zapełnionej powłoce d zaliczane są do metali (pierwiastków) przej ściowych.

Jony metali grupy 3 (skandowce) i 12 (cynkowce) nie mają elektronów walencyjnych typu d, gdyż skandowce występują tylko na +3 stopniu utlenienia, a cynkowce na +2, nie są więc zaliczane do pierwiastków przejściowych, chociaż należą do bloku d.

Sc+3 1s2 2s22p6 3s23p6 4s0 3d0 (pusty orbital d) Zn+2 1s2 2s22p6 3s23p6 4so 3d10 (zapełniony orbital d)

Jedną z najbardziej uderzających cech pierwiastków przejściowych jest zmienność ich stopni utlenienia. Wiązania pierwiastków na niższych stopniach utlenienia są z reguły jonowe, a na wyższych kowalencyjne.

4. Związki kompleksowe.

Jeżeli bezbarwny, bezwodny siarczan(VI) miedzi(II) CuSO4 rozpuścimy w wodzie, jon miedzi Cu ulega hydratacji przyłączając cząsteczki wody. Jon [Cu(H2O)4] przyjmuje barwę niebieską. Gdy do takiego roztworu dodamy amoniaku i cząsteczki wody zostaną zastąpione cząsteczkami amoniaku, roztwór uzyskuje barwę lazurowo-niebieską :

CuSO4 + 4H2O  [Cu(H2O)4]SO4

[Cu(H2O)4] + 4NH3(aq)  [Cu(NH3)4] + 4H2O

Powstające tutaj wiązanie koordynacyjne pomiędzy kationem metalu zwanym atomem centralnym lub jonem

centralnym a koordynowanymi cząsteczkami lub jonami ujemnymi mającymi wolną parę elektronów zwanymi

ligandami nazywamy wiązaniem kompleksowym.

Cu2+ (1s2 2s22p6 3s23p63do) konfiguracja jonu Cu2+ w soli bezwodnej [Cu(H2O)4]2+

(1s2 2s22p6 3s23p63d9 4s24p6) cztery pary elektronów wiązania koordynacyjnego [Cu(NH3)4]2+

Adsorpcję światła przez związki nieorganiczne w zakresie widzialnym obserwuje się przede wszystkim u jonów mających niecałkowicie wypełniony podpoziom d osłonięty wyższym podpoziomem zapełnionym przez elektrony (jony barwne).

Liczbę atomów ligandowych bezpośrednio koordynowanych przez jon centralny nazywa się liczbą koordynacyjną

(LK) i jest ona charakterystyczna dla danego atomu centralnego.

Wartość liczby koordynacyjnej (najczęściej 2, 4 lub 6) wynika z liczby wolnych miejsc dla elektronów w atomie lub w jonie centralnym, z drugiej strony zależy od rozmiarów jonu centralnego i ligandów. Ligandy rozmieszczone są symetrycznie wokół atomu lub jonu centralnego tworząc odpowiednią figurę geometryczną.

Tab.2. Liczba koordynacyjna i budowa przestrzenna jonów kompleksowych.

Jon metalu Liczba Konfiguracja Przykład

koordynacyjna przestrzenna

Ag+,Au+, Cu+ 2 liniowa [Ag(NH3)2]+

Cu2+, Ni2+, Pd2+, Pt2+ 4 kwadrat [Pt(NH3)4]2+

Al3+, Au+, Cd2+, Co2+, Cu2+, Ni2+, Zn2+ 4 czworościan [Zn(NH3)4]2+ Al3+, Co2+, Co3+, Cr3+, Cu2+, Fe2+, Fe3+, Ni2+, Pt4+ 6 ośmiościan [Co(NH3)6]3+

4.1. Nomenklatura związków kompleksowych

Formułując wzory związków kompleksowych umieszcza się symbole zarówno jonu centralnego jak i otaczających go ligandów w nawiasie kwadratowym. Nawias obejmuje zatem sferę koordynacji. Kompleks może być kationem, np. [Ag(NH3)2]=, cząsteczką obojętną, np. [PtCl2(NH3)2] lub anionem, np. [Fe(CN)6]3-.

Słownictwo związków kompleksowych opiera się na następujących zasadach:

10. Najpierw wymienia się liczbę i nazwę ligandów, przy czym pierwszeństwo mają ligandy ujemne, a po nich ligandy obojętne (ligandy nieorganiczne przed organicznymi).

11. Stopień utlenienia jonu centralnego oznacza się cyfrą rzymską (po nazwie kompleksu).

12. Nazwy anionów kompleksowych tworzy się przez podanie liczby ligandów oraz nazwy pierwiastka z końcówką -an i stopnia utlenienia jonu centralnego w nawiasach.

13. W kompleksach kationowych oraz o wypadkowym ładunku równym zeru nazwy atomu centralnego nie zmienia się.

14. Nazwę związku koordynacyjnego podaje się wg ogólnych zasad ustalonych dla związków nieorganicznych a więc, jeśli jon kompleksowy jest anionem rozpoczyna nazwę związku. Natomiast gdy jest kationem, wówczas znajduje się w nazwie związku na miejscu drugim.

15. Nazwy związków kompleksowych, które nie zawierają jonów tworzy się podając nazwę atomu centralnego w pierwszym przypadku.

Nazwy najczęściej spotykanych ligandów i przykłady związków kompleksowych podano w tabeli 3. Tab.3. Nazwy najczęściej spotykanych ligandów oraz przykłady związków kompleksowych:

Wzór Nazwa ligandu Przykład związku kompleksowego Nazwa związku

Cl- chloro K3[CoCl4] czterochlorokobaltan(II) potasu

F- fluoro Na2[CoF6] sześciofluorokobaltan(IV) sodu

Br- bromo K[AuBr4] czterobromozłocian(III) potasu

I- jodo K[BiI4] czterojodobizmutan(II) potasu

OH- hydroksy Li2[Sn(OH)6] sześciohydroksycynian(IV) litu

H2O akwa [Co(H2O)6]Cl2 chlorek sześcioakwakobaltu(II)

CN- cyjano [Ni(NH3)6]2[Fe(CN)6] sześciocyjanożelazian(II)

sześcioaminaniklu(II)

SCN- tiocyjaniano K3[Fe(SCN)6] sześciorodanożelazian(III) potasu

(rodano)

C2O42- szczawiano (NH4)2[(Ni(C2O4)2] dwuszczawianoniklan(II) amonu

CO karbonylo Hg[Fe(CO)4] czterokarbonylożelazian(II) rtęci(II)

4.2. Dysocjacja związków kompleksowych

Związki kompleksowe ulegają dysocjacji, tak jak zwykłe sole, na (w zależności od budowy) kation metalu i anion kompleksowy lub kation kompleksowy i anion reszty kwasowej. Przykłady dysocjacji związków kompleksowych:

[Ag(NH3)2]Cl → [Ag(NH3)2]+ + Cl- [Cu(H2O)4]SO4 → [Cu(H2O)4]2+ + SO42-

+ 2-

(NH4)2[Ni(C2O4)2] → 2NH4 + [Ni(C2O4)2]

+ 3-

Na3[Cr(CN)6] → 3Na + [Cr(CN)6]

PYTANIA KONTROLNE

1. Z jakich elementarnych cząstek składa się atom? 2.

56 Mn

Podaj, z jakich cząsteczek elementarnych składa się atom manganu 25 ? K Jak rozmieszczone są elektrony w atomach?

L Zapisać strukturę elektronową następujących atomów: Na, Cl, N, Ca, S, Fe.

M Opisać na dowolnym przykładzie wiązanie jonowe, atomowe, metaliczne i koordynacyjne. N Opisać wiązania występujące w cząsteczce H2SO4.

O Opisać wiązania występujące w jonach H3O+ i NH4+.

P Zdefiniować pojęcia: liczba koordynacyjna, atom centralny, ligandy.

Q Podać wartościowość i liczbę koordynacyjną pierwiastka kompleksotwórczego oraz nazwę następujących związków: K[AuBr4], K3[Fe(CN)6], K2[Cd(CN)4], K2[HgI4], [Cu(NH3)4](OH)2, [Co(OH)6]Cl2.