Como aniones, sólo se forman iones oh tras la disociación de naoh. Soluble en agua – álcalis insolubles en agua

Electrólito - sustancia que conduce electricidad debido a disociación en iones que esta pasando en soluciones Y se derrite, o el movimiento de iones en celosías cristalinas electrolitos sólidos. Ejemplos de electrolitos incluyen soluciones acuosas. ácidos, sales Y razones y algo cristales(Por ejemplo, yoduro de plata, dióxido de circonio). Electrolitos - conductores del segundo tipo, sustancias cuya conductividad eléctrica está determinada por la movilidad de los iones.

Según el grado de disociación, todos los electrolitos se dividen en dos grupos.

Electrolitos fuertes- electrolitos, cuyo grado de disociación en soluciones es igual a la unidad (es decir, se disocian por completo) y no depende de la concentración de la solución. Esto incluye la gran mayoría de sales, álcalis y algunos ácidos (ácidos fuertes, como: HCl, HBr, HI, HNO 3, H 2 SO 4).

Electrolitos débiles- el grado de disociación es menor que la unidad (es decir, no se disocian por completo) y disminuye al aumentar la concentración. Estos incluyen agua, varios ácidos (ácidos débiles como el HF), bases, elementos p, d y f.

No existe un límite claro entre estos dos grupos; la misma sustancia puede exhibir las propiedades de un electrolito fuerte en un disolvente y de un electrolito débil en otro.

Coeficiente isotónico(También factor van't hoff; denotado por i) es un parámetro adimensional que caracteriza el comportamiento de una sustancia en solución. Es numéricamente igual a la relación entre el valor de una determinada propiedad coligativa de una solución de una sustancia determinada y el valor de la misma propiedad coligativa de un no electrolito de la misma concentración, con otros parámetros del sistema sin cambios.

Principios básicos de la teoría de la disociación electrolítica.

1. Los electrolitos, cuando se disuelven en agua, se dividen (disocian) en iones, positivos y negativos.

2. Bajo la influencia de la corriente eléctrica, los iones adquieren un movimiento direccional: las partículas cargadas positivamente se mueven hacia el cátodo y las partículas cargadas negativamente hacia el ánodo. Por lo tanto, las partículas con carga positiva se denominan cationes y las partículas con carga negativa, aniones.

3. El movimiento dirigido se produce como resultado de la atracción de sus electrodos con carga opuesta (el cátodo tiene carga negativa y el ánodo, carga positiva).

4. La ionización es un proceso reversible: paralelamente a la desintegración de moléculas en iones (disociación), se produce el proceso de combinar iones en moléculas (asociación).

Basándose en la teoría de la disociación electrolítica, se pueden dar las siguientes definiciones para las principales clases de compuestos:

Los ácidos son electrolitos cuya disociación produce únicamente iones de hidrógeno como cationes. Por ejemplo,

HCl → H++Cl-; CH3COOH H++ CH3COO - .

La basicidad de un ácido está determinada por la cantidad de cationes de hidrógeno que se forman durante la disociación. Así, HCl, HNO 3 son ácidos monobásicos, H 2 SO 4, H 2 CO 3 son dibásicos, H 3 PO 4, H 3 AsO 4 son tribásicos.

Las bases son electrolitos cuya disociación produce únicamente iones hidróxido como aniones. Por ejemplo,

KOH → K++ OH - , NH 4 OH NH 4 + + OH - .

Las bases solubles en agua se llaman álcalis.

La acidez de una base está determinada por el número de sus grupos hidroxilo. Por ejemplo, KOH, NaOH son bases de un ácido, Ca(OH) 2 es de dos ácidos, Sn(OH) 4 es de cuatro ácidos, etc.

Las sales son electrolitos cuya disociación produce cationes metálicos (así como el ion NH 4 +) y aniones de residuos ácidos. Por ejemplo,

CaCl 2 → Ca 2+ + 2Cl - , NaF → Na + + F - .

Los electrolitos, durante cuya disociación, dependiendo de las condiciones, pueden formar simultáneamente cationes de hidrógeno y aniones (iones de hidróxido) se denominan anfóteros. Por ejemplo,

H 2 OH + + OH - , Zn(OH) 2 Zn 2+ + 2OH - , Zn(OH) 2 2H + + ZnO 2 2- o Zn(OH) 2 + 2H 2 O 2- + 2H + .

Catión- positivo cargado y el. Caracterizado por la cantidad de carga eléctrica positiva: por ejemplo, NH 4 + es un catión con carga única, Ca 2+

Catión doblemente cargado. EN campo eléctrico los cationes se vuelven negativos electrodo - cátodo

Derivado del griego καθιών “descendiendo, descendiendo”. Término introducido Michael Faraday V 1834.

Anión - átomo, o molécula, carga eléctrica que es negativo, que se debe a un exceso electrones en comparación con el número de positivos cargas elementales. Por tanto, el anión tiene carga negativa. y el. carga de aniones discreto y se expresa en unidades de carga eléctrica negativa elemental; Por ejemplo, CL− es un anión con una sola carga y el resto ácido sulfúrico SO 4 2− es un anión doblemente cargado. Los aniones están presentes en soluciones de la mayoría sales, ácidos Y razones, V. gases, Por ejemplo, h− , así como en celosías cristalinas conexiones con enlace iónico, por ejemplo, en cristales sal de mesa, V. líquidos iónicos y en se derrite muchos sustancias inorgánicas.

En el mágico mundo de la química cualquier transformación es posible. Por ejemplo, se puede obtener una sustancia segura que se utiliza a menudo en la vida cotidiana a partir de varias sustancias peligrosas. Esta interacción de elementos, que da como resultado un sistema homogéneo en el que todas las sustancias que reaccionan se descomponen en moléculas, átomos e iones, se llama solubilidad. Para comprender el mecanismo de interacción de sustancias, vale la pena prestar atención a tabla de solubilidad.

En contacto con

Compañeros de clase

Una tabla que muestra el grado de solubilidad es una de las ayudas para estudiar química. Es posible que quienes están aprendiendo ciencias no siempre recuerden cómo se disuelven ciertas sustancias, por lo que siempre conviene tener una tabla a mano.

Ayuda a resolver ecuaciones químicas que involucran reacciones iónicas. Si el resultado es una sustancia insoluble, entonces la reacción es posible. Hay varias opciones:

• La sustancia es muy soluble;
• Ligeramente soluble;
• Prácticamente insoluble;
• Insoluble;
• Se hidraliza y no existe en contacto con el agua;
• No existe.

Electrolitos

Son soluciones o aleaciones que conducen corriente eléctrica. Su conductividad eléctrica se explica por la movilidad de los iones. Los electrolitos se pueden dividir en 2 grupos:

1. Fuerte. Se disuelven completamente, independientemente del grado de concentración de la solución.
2. Débil. La disociación es parcial y depende de la concentración. Disminuye a altas concentraciones.

Durante la disolución, los electrolitos se disocian en iones con diferentes cargas: positivas y negativas. Cuando se exponen a una corriente, los iones positivos se dirigen hacia el cátodo, mientras que los iones negativos se dirigen hacia el ánodo. El cátodo es una carga positiva, el ánodo es una carga negativa. Como resultado, se produce el movimiento de iones.

Simultáneamente con la disociación, tiene lugar el proceso opuesto: la combinación de iones en moléculas. Los ácidos son electrolitos cuya descomposición produce un catión: un ion hidrógeno. Las bases (aniones) son iones de hidróxido. Los álcalis son bases que se disuelven en agua. Los electrolitos que son capaces de formar cationes y aniones se denominan anfóteros.

iones

Esta es una partícula en la que hay más protones o electrones, se llamará anión o catión, dependiendo de qué más: protones o electrones. Como partículas independientes, se encuentran en muchos estados de agregación: gases, líquidos, cristales y plasma. El concepto y el nombre fueron introducidos en uso por Michael Faraday en 1834. Estudió el efecto de la electricidad sobre soluciones de ácidos, álcalis y sales.

Los iones simples transportan un núcleo y electrones. El núcleo constituye casi toda la masa atómica y está formado por protones y neutrones. El número de protones coincide con el número atómico de la tabla periódica y la carga del núcleo. El ion no tiene límites definidos debido al movimiento ondulatorio de los electrones, por lo que es imposible medir sus tamaños.

Quitar un electrón de un átomo requiere, a su vez, gasto de energía. Se llama energía de ionización. Cuando se agrega un electrón, se libera energía.

cationes

Son partículas que llevan carga positiva. Pueden tener diferentes cantidades de carga, por ejemplo: Ca2+ es un catión con doble carga, Na+ es un catión con carga simple. Migran al cátodo negativo en un campo eléctrico.

aniones

Son elementos que tienen carga negativa. También tiene diferentes cantidades de carga, por ejemplo, CL- es un ion con carga simple, SO42- es un ion con doble carga. Estos elementos se encuentran en sustancias que tienen una red cristalina iónica, en la sal de mesa y en muchos compuestos orgánicos.

• Sodio. Metal alcalino. Al ceder un electrón ubicado en el nivel de energía exterior, el átomo se convertirá en un catión positivo.
• Cloro. Un átomo de este elemento lleva un electrón al último nivel de energía y se convertirá en un anión cloruro negativo.
• Sal. El átomo de sodio cede un electrón al cloro, como resultado de lo cual en la red cristalina el catión sodio está rodeado por seis aniones de cloro y viceversa. Como resultado de esta reacción se forman un catión sodio y un anión cloro. Debido a la atracción mutua, se forma cloruro de sodio. Entre ellos se forma un fuerte enlace iónico. Las sales son compuestos cristalinos con enlaces iónicos.
• Residuo ácido. Es un ion cargado negativamente que se encuentra en un compuesto inorgánico complejo. Se encuentra en fórmulas ácidas y salinas y suele aparecer después del catión. Casi todos estos residuos tienen su propio ácido, por ejemplo, SO4, del ácido sulfúrico. Los ácidos de algunos residuos no existen y se escriben formalmente, pero forman sales: ion fosfito.

La química es una ciencia en la que es posible crear casi cualquier milagro.

Propiedades ácido-base de compuestos orgánicos, ionización. El papel de la ionización en la manifestación de la actividad biológica.

Según la teoría de la disociación electrolítica de Arrhenius (1887), los ácidos son sustancias que se disocian en soluciones acuosas para formar únicamente cationes hidrógeno H+ como cationes, las bases son sustancias cuya disociación produce únicamente aniones hidróxido OH - como aniones. Estas definiciones son válidas para aquellas reacciones que ocurren en soluciones acuosas. Al mismo tiempo, se conocían una gran cantidad de reacciones que conducían a la formación de sales, pero los reactivos no eran ácidos ni bases según la teoría de Arrhenius. En 1923 se propusieron dos teorías de ácidos y bases: la teoría protolítica de Brønsted y Lowry, y la teoría electrónica de Lewis.

Según la teoría protolítica, ácidos – Se trata de iones o moléculas capaces de donar un catión de hidrógeno, es decir. sustancias donadoras de protones . Razones – se trata de moléculas o iones capaces de unir un catión de hidrógeno, es decir, sustancias que son aceptores de protones o donadores de un par de electrones necesarios para la adición de un protón. Según esta teoría, un ácido y una base forman un par conjugado y están relacionados por la ecuación: ácido ↔ base + H+.

En la teoría protolítica, los conceptos de ácidos y bases se refieren únicamente a la función que realiza una sustancia en una reacción determinada. La misma sustancia, dependiendo del interlocutor de la reacción, puede actuar como ácido y como base:

Normalmente, la acidez se define en relación con el agua como base. La evaluación cuantitativa de la acidez (fuerza del ácido) se lleva a cabo comparando las constantes de equilibrio de las reacciones que implican la transferencia de protones del ácido a la base.

La concentración de agua prácticamente no cambia, por lo que multiplicando los lados derecho e izquierdo de esta igualdad por [H 2 O] obtenemos la siguiente expresión:

K a – constante de acidez, Cuanto mayor sea el valor de la constante de acidez, más fuerte será el ácido. En la práctica, por conveniencia, a menudo no se utiliza la constante de acidez, sino el logaritmo decimal negativo de la constante de acidez, llamado índice de acidez pK a = – log K a. Para el ácido acético, la constante de acidez K a = 1,75 · 10 -5 y el índice de acidez pK a = 4,75. Cuanto menor sea el valor de pKa, más fuerte será el ácido. Para ácido fórmico más fuerte, estos valores son iguales, respectivamente: K a = 1,7 · 10 -4, pK a = 3,77.

Se lleva a cabo un análisis comparativo de la fuerza de los ácidos (evaluación cualitativa) comparando la estabilidad de las bases conjugadas (aniones) correspondientes a los ácidos. Cuanto más estable sea el anión (base) conjugado con un ácido, más fuerte será el ácido conjugado. La estabilidad de los aniones depende del grado de deslocalización de la carga negativa: cuanto más deslocalizada está la carga negativa, más estable es el anión y más fuerte es el ácido conjugado..

El grado de deslocalización de la carga negativa depende de los siguientes factores:

de la naturaleza del átomo del centro ácido, es decir sobre su electronegatividad y radio (polarizabilidad);

sobre la naturaleza del radical asociado a él;

sobre la estructura electrónica del anión;

4) por la influencia del disolvente.

Influencia de la naturaleza del átomo central ácido.

Dependiendo de la naturaleza del centro ácido, se distinguen: ácidos OH (alcoholes, fenoles, ácidos carboxílicos), ácidos SH (tioles), ácidos NH (amidas, aminas), ácidos CH (hidrocarburos). Para considerar el efecto de la electronegatividad de un átomo del centro ácido, tomemos compuestos en los que los átomos del centro ácido están conectados a los mismos sustituyentes: CH 4, NH 3, H 2 O. Todos los átomos de los centros ácidos están ubicados en el En el mismo período, la electronegatividad aumenta del carbono al oxígeno, en la misma dirección hay un aumento en la polaridad de los enlaces y una disminución en la fuerza de los enlaces entre los átomos de los centros ácidos y el átomo de hidrógeno. Así, podemos decir que al pasar del metano al agua aumenta la capacidad de los compuestos para eliminar el catión de hidrógeno, es decir. ser donantes de protones. Al mismo tiempo, en la serie de aniones formados H 3 C - , H 2 N - , HO - su estabilidad aumenta, ya que con un aumento en la electronegatividad del átomo del centro ácido, aumenta su capacidad para retener una carga negativa. . En la serie de compuestos metano - amoníaco - agua, aumentan las propiedades ácidas. Al comparar la molécula de H 2 S con estas tres moléculas, es necesario tener en cuenta no solo la electronegatividad del átomo de azufre, sino también el radio atómico del azufre y la polarizabilidad de este átomo. En términos de electronegatividad, el azufre ocupa una posición intermedia entre el carbono y el nitrógeno. Con base en el razonamiento anterior, uno esperaría que las propiedades ácidas del H 2 S fueran más pronunciadas que las del metano, pero más débiles que las del amoníaco. Pero el átomo de azufre entre los centros ácidos considerados tiene el radio atómico más grande (como elemento del tercer período), lo que determina la longitud larga del enlace con el átomo de hidrógeno y su menor fuerza. Además, el radio atómico, mayor que el de otros centros ácidos, proporciona una mayor polarizabilidad del átomo de azufre, es decir, la capacidad del anión HS para dispersar la densidad electrónica y la carga negativa en un volumen mayor, lo que aumenta la estabilidad de este anión. en comparación con los comentados anteriormente. Por lo tanto, estos ácidos y sus correspondientes bases conjugadas (aniones) se pueden ordenar en orden creciente de propiedades ácidas y aumento de la estabilidad de los aniones:

Se observa una imagen similar para compuestos en los que el átomo central ácido está unido al mismo radical orgánico:

Los ácidos CH exhiben las propiedades ácidas más débiles, aunque los alcanos, alquenos y alquinos varían algo en acidez.

El aumento de la acidez en esta serie se debe a un aumento en la electronegatividad del átomo de carbono durante la transición de la hibridación sp 3 - a la sp.

Efecto de los sustituyentes asociados al centro ácido.

Los sustituyentes aceptores de electrones aumentan la acidez. conexiones. Al desplazar la densidad electrónica hacia sí mismos, contribuyen a un aumento de la polaridad y una disminución de la fuerza del enlace entre el átomo central ácido y el átomo de hidrógeno, y facilitan la abstracción de protones. Un cambio en la densidad electrónica hacia el sustituyente aceptor de electrones conduce a una mayor deslocalización de la carga negativa en el anión y a un aumento de su estabilidad.

Los sustituyentes donadores de electrones reducen la acidez de los compuestos, ya que desplazan la densidad electrónica de sí mismos, lo que conduce a la localización de una carga negativa en el átomo del centro ácido en el anión y a una disminución de su estabilidad, un aumento de su energía, lo que complica su formación.

Influencia de la estructura electrónica de los aniones.

El grado de deslocalización de la carga negativa del anión y su estabilidad están fuertemente influenciados por la presencia de un sistema conjugado y la manifestación del efecto mesomérico. La deslocalización de la carga negativa a lo largo del sistema de conjugación conduce a la estabilización del anión, es decir, a un aumento de las propiedades ácidas de las moléculas.

Las moléculas de ácidos carboxílicos y fenol forman aniones más estables y exhiben propiedades ácidas más fuertes que los alcoholes alifáticos y los tioles, que no exhiben un efecto mesomérico.

Efecto del solvente

La influencia del disolvente sobre la manifestación de las propiedades ácidas del compuesto puede ser significativa. Por ejemplo, el ácido clorhídrico, que es un ácido fuerte en una solución acuosa, prácticamente no presenta propiedades ácidas en una solución de benceno. El agua, como disolvente ionizante eficaz, solvata los iones resultantes, estabilizándolos así. Las moléculas de benceno, al ser no polares, no pueden causar una ionización significativa de las moléculas de cloruro de hidrógeno y no pueden estabilizar los iones resultantes mediante solvatación.

En la teoría protolítica de ácidos y bases, existen dos tipos de bases: base p y base n(bases de onio).

p-Bases Son compuestos que proporcionan un par de electrones de enlace p para formar un enlace con un protón. Estos incluyen alquenos, dienos y compuestos aromáticos. Son bases muy débiles, ya que un par de electrones no está libre, sino que forma un enlace p, es decir, pertenece a ambos átomos. Para educacion s-El enlace con un protón primero necesita romper el enlace P, lo que requiere energía.

n-Bases (bases de onio) – Son moléculas o iones que proporcionan un par solitario de electrones p para formar un enlace con un protón. Según la naturaleza del centro principal, se dividen en: bases de amonio, bases de oxonio y bases de sulfonio.

Bases de amonio – estos son compuestos en los que el centro de basicidad es un átomo de nitrógeno con un par solitario de electrones p (aminas, amidas, nitrilos, heterociclos que contienen nitrógeno, iminas, etc.)

bases de oxonio– estos son compuestos en los que el centro de basicidad es un átomo de oxígeno con un par de electrones p solitarios (alcoholes, éteres y ésteres, aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos, etc.)

Bases de sulfonio – Se trata de compuestos en los que el centro de basicidad es un átomo de azufre con un par solitario de electrones p (tioalcoholes, tioéteres, etc.).

La fuerza de la base B en agua se puede estimar considerando el equilibrio:

Por conveniencia, la constante de basicidad K B, así como la constante de acidez K a, se expresan mediante el valor pK B, numéricamente igual al logaritmo decimal negativo de la constante de basicidad. Cuanto mayor sea la constante de basicidad KB y cuanto menor sea el pKB, más fuerte será la base.

Para cuantificar la fuerza de las bases, también se utiliza el índice de acidez pK a del ácido conjugado BH +, denotado pK BH +:

Cuanto menor sea el valor de K VN+ y cuanto mayor sea el valor de pK VH+, más fuerte será la base. Los valores de pK B en agua se pueden convertir a pK BH + , utilizando la relación: pK B + pK VN + = 14.

La fuerza de las bases depende de: 1) la naturaleza del átomo del centro principal: electronegatividad y polarizabilidad (del radio del átomo); 2) de los efectos electrónicos de los sustituyentes asociados al centro principal; 3) por la influencia del disolvente.

Influencia de la naturaleza del átomo central principal.

A medida que aumenta la electronegatividad del átomo del centro principal, la fuerza de las bases disminuye, ya que cuanto mayor es la electronegatividad, más fuerte retiene el átomo su par de electrones solitarios y, por lo tanto, es más difícil proporcionarlo para la formación. de un enlace con un protón. En base a esto, las bases de oxonio son más débiles que las bases de amonio, que contienen sustituyentes idénticos en el centro principal:

Las bases de sulfonio que contienen sustituyentes idénticos en el centro principal exhiben propiedades básicas aún más débiles. El átomo de azufre, aunque menos electronegativo que los átomos de oxígeno y nitrógeno, tiene un radio atómico mayor y es más polarizable, lo que hace más difícil proporcionar un par solitario de electrones de la capa externa para formar un enlace con un protón.

Influencia de los sustituyentes asociados al centro principal.

Los sustituyentes donadores de electrones, que cambian la densidad electrónica del átomo del centro principal, facilitan la adición de un protón, mejorando así las propiedades básicas. Los sustituyentes aceptores de electrones, al desplazar la densidad electrónica hacia sí mismos, la reducen en el centro principal, lo que complica la adición de un protón y debilita las propiedades básicas:

Influencia del disolvente:

Dado que un aumento en la fuerza de la base está asociado con un aumento en la capacidad de unir un protón y, en consecuencia, con un aumento en la carga negativa parcial en el centro principal, se puede esperar un aumento en la basicidad en la serie de bases de amonio NH 3.< RNH 2 < R 2 NH < R 3 N в результате усиления индуктивного эффекта при последовательном увеличении числа алкильных групп. В действительности, однако, ряд аминов имеет следующие значения рК ВН + :

Como era de esperar, la introducción de un grupo alquilo en la molécula de amoníaco aumenta significativamente la basicidad de los compuestos, teniendo el grupo etilo un efecto ligeramente mayor que el grupo metilo. La introducción de un segundo grupo alquilo conduce a un aumento adicional de la basicidad, pero el efecto de su introducción es mucho menos pronunciado. La introducción de un tercer grupo alquilo conduce a una notable disminución de la basicidad. Esta imagen se explica por el hecho de que la basicidad de una amina en agua está determinada no solo por la magnitud de la carga negativa que surge en el átomo de nitrógeno, sino también por la capacidad del catión formado después de la adición de un protón a la solvatación. y, en consecuencia, su estabilización. Cuantos más átomos de hidrógeno estén unidos a un átomo de nitrógeno, más fuerte será la solvatación debido a la aparición de enlaces de hidrógeno intermoleculares y más estable se volverá el catión. En esta serie de compuestos, la basicidad aumenta, pero la estabilización del catión como resultado de la hidratación en la misma dirección disminuye y reduce la manifestación de la basicidad. No se observa un cambio similar si las mediciones de basicidad se realizan en disolventes en los que no hay enlaces de hidrógeno: la basicidad de las butilaminas en el clorobenceno aumenta en la serie: C 4 H 9 NH 2< (С 4 Н 9) 2 NH < (С 4 Н 9) 3 N.

Conferencia No. 5

Reacciones competitivas de sustitución y eliminación nucleofílica en un átomo de carbono saturado.

En las reacciones de sustitución nucleofílica, los alcoholes, tioles, aminas y derivados halógenos actúan como sustratos, es decir. compuestos cuyas moléculas contienen átomos de carbono con hibridación sp 3 unidos por un enlace polar covalente a un átomo más electronegativo del grupo funcional. Las partículas nucleofílicas en estas reacciones son aniones y moléculas neutras que tienen un átomo con uno o más pares de electrones.

Los ácidos son compuestos complejos que, al disociarse, forman sólo iones de hidrógeno como cationes.

Equilibrio en sistemas que contienen compuestos complejos. Estabilidad de compuestos complejos.

La esfera exterior con el ion complejo está unida principalmente por fuerzas electrostáticas (ionógenas). Por lo tanto, en soluciones, los compuestos complejos se disocian fácilmente con la eliminación de la esfera exterior, similar a la disociación de electrolitos fuertes. Esta disociación se llama disociación primaria conexión compleja.

Desde el punto de vista de la disociación electrolítica, los compuestos complejos se dividen en ácidos, bases y sales.

Por ejemplo:

Por ejemplo:

Las sales son compuestos complejos que, cuando se disocian, no forman iones de hidrógeno ni iones de hidróxido.

Por ejemplo:

Los complejos neutros no son electrolitos y no sufren disociación primaria.

En las reacciones de intercambio, los iones complejos pasan de un compuesto a otro sin cambiar su composición.

EJEMPLO 12. Elaborar ecuaciones moleculares e iónicas para las reacciones de intercambio entre nitrato de cobre (II) y un compuesto complejo de hierro, como resultado de lo cual se forma una sal compleja insoluble.

EJEMPLO 13. Cuando el nitrato de plomo (II) reacciona con un compuesto complejo, precipita un precipitado de cloruro de plomo. Escribe ecuaciones moleculares e iónicas para reacciones de intercambio.

Los ligandos están conectados al agente complejante mediante un enlace covalente, que es mucho más fuerte que un enlace iónico. Por lo tanto, la descomposición de la esfera interna del compuesto complejo se observa en un grado insignificante y es característica. La desintegración reversible de la esfera interior se denomina disociación secundaria del compuesto complejo.

Por ejemplo, una base compleja es un electrolito fuerte y se disocia fácilmente en un ion complejo e iones de hidróxido.

Al mismo tiempo, utilizando métodos de análisis sensibles, es posible detectar en la solución una concentración muy baja de iones y moléculas de amoníaco que se forman como resultado de la disociación de la esfera interna y el establecimiento del equilibrio.

La disociación de iones complejos, así como la disociación de electrones débiles, ocurre en una medida insignificante y puede caracterizarse cuantitativamente mediante la constante de disociación, que generalmente se llama constante de inestabilidad de un compuesto complejo (A nido.). La constante de inestabilidad de un ion complejo se puede expresar de la siguiente manera:

La disociación de iones complejos ocurre en pasos y cada paso de disociación se caracteriza por su propia constante de inestabilidad. Cuando los iones se disocian, se establecen los siguientes equilibrios:

En los cálculos, en la mayoría de los casos se utiliza la constante de inestabilidad general del ion complejo, que es igual al producto de las constantes de paso.

La estabilidad relativa de un ion complejo se juzga por el valor de su constante de inestabilidad. Cuanto menor sea este valor, más estable será el complejo; cuanto más, más inestable. Así, se comparan las constantes de inestabilidad de iones complejos del mismo tipo.

podemos concluir que el más estable de estos iones es el último y el menos estable es el primero.

Una comparación de las constantes de inestabilidad de complejos del mismo tipo también permite en algunos casos determinar la dirección del cambio de equilibrio.

Motivos: clasificación, propiedades basadas en los conceptos de la teoría de la disociación electrolítica. Uso práctico.

Las bases son sustancias complejas que contienen átomos de metal (o un grupo amonio NH 4) conectados a uno o más grupos hidroxilo (OH).

En general, las bases se pueden representar mediante la fórmula: Me(OH)n.

Desde el punto de vista de la teoría de la disociación electrolítica.(TED), las bases son electrolitos cuya disociación produce únicamente aniones hidróxido (OH –) como aniones. Por ejemplo, NaOH = Na + + OH – .

Clasificación. BASES

Soluble en agua – álcalis insolubles en agua

Por ejemplo, por ejemplo,

NaOH – hidróxido de sodio Cu(OH) 2 – hidróxido de cobre (II)

Ca(OH) 2 – hidróxido de calcio Fe(OH) 3 – hidróxido de hierro (III)

NH 4 OH - hidróxido de amonio

Propiedades físicas. Casi todas las bases son sólidas. Son solubles en agua (álcali) e insolubles. El hidróxido de cobre (II) Cu(OH) 2 es azul, el hidróxido de hierro (III) Fe(OH) 3 es marrón, la mayoría de los demás son blancos. Las soluciones alcalinas se sienten jabonosas al tacto.

Propiedades químicas.

Bases solubles - álcalis	Bases insolubles (la mayoría de ellas)
1. Cambie el color del indicador: tornasol rojo - azul, fenolftaleína incolora - carmesí.	---–– Los indicadores no se ven afectados.
2. Reaccionar con ácidos (reacción de neutralización). Base + ácido = sal + agua 2KOH + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2H 2 O En forma iónica: 2K + + 2OH – +2H + + SO 4 2– = 2K + + SO 4 2– + 2H 2 O 2H + + 2OH – = 2H 2 O	1. Reaccionar con ácidos: Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = CuSO 4 + 2H 2 O Base + ácido = sal + agua.
3. Reaccionar con soluciones salinas: álcali + sal = nuevo. álcali + nuevo sal (condición: formación de precipitado ↓o gas). Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2 NaOH En forma iónica: Ba ​​2+ + 2OH – + 2Na + + SO 4 2– = BaSO 4 ↓ + 2Na + +2OH – Ba 2+ + SO 4 2– = BaSO 4 .↓	2. Cuando se calientan, se descomponen en óxido y agua. Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O Las reacciones con soluciones salinas no son típicas.
4. Reaccionar con óxidos ácidos: álcali + óxido de ácido = sal + agua 2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O En forma iónica: 2Na + + 2OH – + CO 2 = 2Na + + CO 3 2– + H 2 O 2OH – + CO 2 = CO 3 2– + H 2 O	Las reacciones con óxidos ácidos no son típicas.
5. Reaccionar con las grasas para formar jabón.	No reaccionan con las grasas.

	|	próxima conferencia ==>