1.Разтвори-Система при която ч-ците на 1 в/во са равномерно разпреде-лени между ч-ците на друго вещество се нар. дисперсна система. В нея в/вото ,което се разпре-деля е дисперсната фаза, а в/вото където се извършва разпределението е диспе-рсна среда.Дисперс. систе-ми според големината на ч-ците на дисперсн. фаза биват: 1.грубодисперсни (ч-ците на дисперс. фаза са по-малки 10 ^-5см., такива са напр. утайките); 2.колоидни р-ри (ч-ците са между 10 ^-7 -10^-5-+см); 3.истински разтвори (по-големи от 10^-7).Р-рите са хомогенни (еднофазни) системи. Те се състоят от 2 или повече компонента. Р-рите по свойства са м/у механич. смеси и химич. с-ния. Те имат подобно на механич. смеси променлив състав и могат лесно да се разделят на съставящите ги елементи чрез различни физич. методи (дисти-лация, екстракция и др.). От др. страна р-рите си приличат с химич. с-ния по това, че и те имат t^o на образуване и освен това изменят обема си при образуването си. Р-ра се състои от разтворено в/во и разтворител. Разтво-рителя не променя агрега-тното си състояние. Ако разтворителя и разтвор. в/во са в еднакво агрегатно състояние то тогава разтворител се явява това в/во, което е в по-голямо количество. Според агрегат. си състояние р-рите са: течни, твърди и газове. От друга страна според свойствата на разтворе-ните в/ва биват: 1.р-ри на електролити и 2.р-ри на неелектролити. Механиз-мът на разтваряне обик-новенно е свързан с поглъщане или отделяне на топлина (Н0) или с промяна на обема (V0). Енталпията (Н) отчита топлосъдържанието на системите. М/у енталпията (Н) и топлината (Q) връзката е Н=-Q.

Критерий за протичането на даден процес е т. нар. енергия на Гибс (G). Процесът протича само-волно, когато G<</SPAN>0. Ако обаче G>0, то тогава процесът не може да протече спонтанно и за да протече е необходимо някакво въздействие (на-пример: топлина). Когато G=0 имаме равновесен процес. Първата теория занимаваща се с образу-ването на р-рите е физич. теория на Ван Хоф.Според нея разтварянето е меха-нично размесване на ч-ци на разтвореното в/во м/у молекули на индифе-рентен раз-тел.По-късно Менделеев предлага т.нар. химич. теория на р-рите. Според нея при разтварянето ч-ците на разтвореното в/во химич. си взаимодействат с моле-кулите на разтворителя. Доказано е, че при разтва-рянето молекулите или йоните на разтвореното в/во се свързват с моле-кулите на разтворителя. и образуват т. нар. солвати, т. е. протича процеса сол-ватация. Когато разтвори-теля е вода процесът се нар. хидратация, а получе-ните съединения- хидрати. Според химич. теория ако в разтворителя се внесе твърдо в/во се разхлабват връзките на повърхностно лежащите частици с тези намиращи се във вътре-шните слоеве. под дей-ствие на диполните моле-кули на разтворителя. В следствие на термичното движение на молекулите на разтворителя се разкъсват връзките на повърхностните частици и те се солватират и започ-ват да дифундират раз-твора (дифузия).Заедно с процеса на разтваряне протича и процеса на кристализация,т.е. разтва-рянето е равновесен про-цес и той е съставен от 2 процеса разтваряне и кристализация.В началото по бързо протича процеса на разтваряне (G<</SPAN>0). Разтвора, който може още да разтваря се нарича

ненаситен.При определени условия скоростите на 2 процеса се изравняват и настъпва равновесие (G=0) Р-р , който при дадени условия (t^o и p) може да разтваря допъл-нително количество от разтварящото се в/во се нар. наситен разтвор. Въз-можно е да се образуват и т. нар. преситени р-ри, при които концентрацията на разтвореното в/во е макси-мална. За преситените р-ри е характерно, че са нестабилни системи и могат да кристализират чрез механич. въздействие или наличие на кристални зародиши.Разтварянето на дадено в/во винаги протича с отделяне или поглъщане на топлина. Общия топлинен ефект може да бъде + или -. Това зависи от 1.енергетичния баланс, отчитащ енергията необходима за разграж-дането на кристалната решетка и 2.енергията която се отделя при образуването на солва-тите. Ако втория ефект е по-голям процеса протича с отделяна на топлина и имаме екзотермичен про-цес. Ако обаче първия ефект е по-голям ендо-термичен процес. Коли-чеството топлина, която се отделя или поглъща при разтварянето на 1 mol от дадено в/во се нар. инте-грална топлина на разтва-ряне.Когато разтварянето протича без поглъщане или отделяне на топлина и без промяна на обема имаме идеален разтвор. Близки до идеалните р-ри са силно разредените р-ри и при тях може да се пренебрегне взаимодейс-твието м/у ч-ците.

2.Влияние на t^o,p и др.

Разтворимостта (S_(x)) на в/вата характеризира свой-ството им да се разтварят в даден разтворител. Тя се измерва с концентрацията на наситения р-р на това в/во при определена t^o и атмосфер. p. Най-често тя се дава с грамове разтво-рено в-во в 100 ml. разтво-рител.Всяко в/во има определена S_(x) в даден разтворител. (йодът напр. се разтваря добре в алкохол и бензин, но по-малко във вода). От теоритич. гледна точка абсолютно неразтворими в/ва няма. S_(x) зависи от природата на разтвореното в/во, от t^o и р. 1.Разтворимост на газове в течности- При разтваряне на газове в течности топлинния ефект е обикновено + или нулев, т. е. имаме екзотермичен процес (Н0, Q>0). За това съгласно принципа на Льо Шатилие-Браун с на t^o се S_(x) на газа. При на р S_(x) на газовете в течности се . Тази зависимост се дава със закона на Хенри: С_(газ)=к.Р, където С е концентрацията на газа в разтвора, Р-налягането на газа над разтвора (парци-алното р), к-константа на пропорционалност,зависе-ща от t^o.Закона на Хенри е в сила само за газове, кои-то не встъпват в химич. взаимодействие с разтво-рителя и за сравнително разредени р-ри.Ако р-ра има допир с газова смес, то тогава концентрацията на всеки газ в р-ра е пропорционална на пар-циалното налягане на съответния компонент в сместта. В този случай закона на Хенри е същия, но константата (к) е различна, защото тя е константа за конкретната двойка газ-течност. Напр.:

константата на О₂ е по-голяма от тази на N₂. За това във всички водни басейни количеството на разтворения О₂ е по-голямо от това на N₂ въпреки, че във въздуха

О₂: N₂=1:4. О₂ се разтваря по-добре във вода от N₂. Отделянето на разтворе-ния газ от р-ра се нар. деаерация.Този процес е на лице при нагряване на газови разтвори. Той-протича напълно при нагряване до кипене и във вакуум. При 100^оС газо-вете не се разтварят. 2.Разтворимост на теч-ности в течности При тях топлинния ефект на разтваряне е и процесът е ендотермичен.За това с на t^o S_(x) .В/у S_(x) на течност в течност налягането не влияе, защото протича без промяна на обема.( V=0). При внасяне на трето вещество в разтвора на 2 несмесващи се течности се наблюдава че то се разпределя м/у тях според S_(x) си в тези несмесващи се течности.Тогава коефициента на разпределение е К=С₁/С₂ (С₁ и С₂ са концентрациите на в-вото в 1 и в др. течност)Когато този коефициент е мн. голям то следва, че третото в-во изцяло е извлечено в единия разтворител.Това е т. нар. процес на екстракция, използващ се за извличане на в/ва. 3.Разтворимост на тв. в/ва в течности Разтварянето на 1 в/во в даден разтворител не може да бъде теоретично предсказано. Най-общо за S_(x) на в/вата е валидно опитно изведеното правило, че подобни се разтварят в подобни, т. е. в/ва с йонен или молекулен полярен строеж се разтварят в полярни разтворители и вода, а в/ва с неполярен или слабо полярен строеж се разтварят в неполярни разтворители (тулуол, бензол). За случаите на разтваряне на тв. в/ва в течни разтворители е в сила че при ендотермичен процес с на t^o S_(x) и обратно ако имаме екзотермичен процес при на t^o S_(x) . При повечето

в/ва ( КNO₃,CuSO₄ и др.) с на t^o разтворимостта . При някои обаче (NaCl) разтварянето е с почти нулев топлинен ефект и промяната в t^o не води до промяна в S_(x).При наличие на примеси или др. в/ва разтворимостта на дадено в/во . Концентрации-Количествените отноше-ния между компонентите на 1 р-р се дават с концнрацията. 1. Масова част (y_(x))-показва каква част от общата маса на системата представлява масата на даденото в/во.

y=m_{р-но в/во}/m_р-ра ,

В % масовата част е:

y_%=m_{р-но в/во}/m_р-ра.100, %

2.Обемна част, обем. %

v=V_{на р-но в/во}/V_{на р-ра}.100 (обемни%)

3.Молна част,молни %

Показва каква част от общия брой молове се падат на моловете от даденото в/во.

w=n_{разтв. в/во}/n_р-ра, в mol.

w_%=n_{разтв. в/во}/n_р-ра.100, в %

4. Масова концентрация

q=m_{разтв. в/во}/V_р-ра ,измерва се в g/l;g/ml;кg/m³

5. Моларна к-ция

C=n_{разтв. в-во}/V_р-ра , измерва се в mol/l; mol/m³

6.Нормална (еквивален-тна) к-ция

C_eq=n_eq/V

7. Молална к-ция

b=n_{mol разтв. в/во}/m_{o на р-ля}, измерва се в mol/kg; mol/g

3.Процентна к-ция

Тя изразява количествовто на разтвореното в-во (масови,обемни,молни ча-сти) съдържащо се в 100 части р-р.Раствори чиято кон-ция е изразена в % се нар. процентни р-ри.

1.Масови (тегловни) %-показват масовите части на разтвор. в/во ( kg или g) съдържащо се в 100 масови части р-р

y_%=m_x/m_р-ра.100 ; %

m_x= m_р-ра/100. y_%(x)

р. като по-лесно се измерва обема на даден р-р, отколкото неговата маса то: m_р-ра=V_р-ра.q

,къдетo q-плътност и следователно:

y_%= m_x/ V_р-ра.q.100

2.Обемни %-показват обемните части на раз-твор. в/во в 100 части обем на р-ра:

v=V_(x)/V _р-ра.100 ;%

Приготвянето на р-ри с масова или % кон-ция се предшества от изчисления с цел намиране на необходимото количество разтворител и разтвор. в/во които трябва да се смесят.В предвид винаги се взима и факта, че % кон-ция на р-рите се дава по отношение на абсолютно чистото, безводно в/во.В практиката се приготвят 2,3 изходни р-ра на 1 и също в/во с различни кон-ции-60%,40%. Когато е необходимо да се приготви р-р с междинна кон-ция то тогава тези изходни (работни) р-ри се смесват в определени съотношения или ако са по-концентрирани се разреждат с разтворител.

Количеството на разтвореното в-во в смесения р-р е сума от масата на разтвореното в/во в двата р-ра.Следователно ако имаме 2 р-ра:

y_%1=m_x1/m_р-ра(1).100

m_x1= y_%1. m_р-ра(1)/100

y_%2=m_x2/m_р-ра(2).100

m_x2= y_%2. m_р-ра(2)/100

m=m₁+m₂

y_%1. m_р-ра(1)/100+ y_%2. m_р-ра(2)/100=(m₁+m₂)/100. y_%

y_%(1).m₁+ y_%(2).m₂= (m₁+m₂). y_%

Разреждането на даден р-р с чист разтворител е частен случай на смесване и в този случай разтворителя се разглежда като р-р с % кон-ция равна на 0.Следователно:

y_%(р-ра).m_р-р=

=( m_р-р+ m_р-ля). y_%(x)

Много често при задачи за смесване и разреждане се използва и т. нар. кръстно правило.При него в хоризонтален ред се записват процентите на смесваните р-ри, под тях в средата желаната кон-ция и числата се изваждат на кръст. Получените числа (абсолютната им стойност) показват в какво отношение трябва да се вземат изходните р-ри за да се получи желаната кон-ция

80% 20%

0

55%

55 25

4. Моларни р-ри-Мола-рни р-ри са тези р-ри чийто състав е изразен с моларната кон-ция на разтвор. в/во. Моларната кон-ция показва количес-твото на разтвореното в-во в молове съдържащо се в единица обем на р-ра.

C_x=n_x/V, измерва се в mol/m³ или най-често в mol/l. Молар. р-ри се обозначават по 2 начина: 1. чрез моларната кон-ция на разтвор. в/во (mol/l)

C_(HNO3)=2 mol/l; 2. Чрез М поставена пред формулата на разтвор. в/во: 2М_НNO3

Броя молове на дадено в/во е :n_x=m_x/M_x, където m_x-масата на в-вото, М_x- молекулната му маса

Тогава молар. кон-ция ще е: C_x=n_x/V, но n_x=m_x/M_x

C_x=m_x/V. М_x

m_x= C_x.V. М_x

Уравнението за смесване на 2 моларни р-ра се извежда като се има предвид че количеството на разтвор. в/во в mol е сума от количествата на разтвор. в/ва съдържащи се в смесваните р-ри:

C_x=n_x/V

за I р-р n₁=V₁.C₁

за II р-р n₂= V₂.C₂

V₁.C₁+ V₂.C₂=( V₁+ V₂).C_x

Koгато имаме разреждане с чист разредител (молн. кон-ция му е 0) тогава уравнението за разреждане е: V₁.C₁= (V₁+ V_р-ля).C_x

Нормални р-ри- това са р-ри, чиято кон-ция се дава чрез нормалната (еквивалентната) кон-ция. Нормалната кон-ция е броя молове еквиваленти разтворено в/во, съдържа-що се в 1 литър р-р.

C_eq(x)=n_eq(x)/V, mol/l

n_eq(x)=m_x/Meq (x)

C_eq(x)= m_x/V. Meq (x)

Meq (x)-еквивалентна маса на дадено в/во.М_(X) е сумата от атомните маси на всички в/ва.Напр: М_(H2SO4)=2.A_H+A_S+4.A_O

Еквивалентната маса на киселини се намира като се раздели молекулната маса на киселината на нейната основност (броя водородни атоми)

Мeq(H₂SO₄)=M(H₂SO₄)/2 Еквивалентната маса на

основи се намира като се раздели молекулната маса на основата на нейната киселинност (броя хидрок-силни групи които съдъ-ржа)

Мeq_(NaOH)=M_(NaOH)/1

За соли еквивалентната маса се определя като се раздели молекулната маса на солта на произведе-нието от броя метални атоми и тяхната вален-тност:

Мeq(Al₂(SO₄ )₃)=

M(Al₂(SO₄ )₃)/2.3

При окислители и редуктори Мeq се намира чрез разделяне на молеку-лната маса на окислителя (редуктора) на броя на приетите (отдадени) електрони при окисли-телно-редукционния про-цес.Уравнениeтo за смесване на нормални р-ри e:

V₁Ceq₍₁₎+ V₂ Ceq₍₂₎ =(V₁+ V₂).Ceq

За разреждане:

V₁Ceq₍₁₎+ =(V₁+ V_р-ля).Ceq

Нормалните р-ри се означават или чрез поставяне на N пред формулата на разтворен. в/во или като се даде нормалната кон-ция на р-ра: 2N H₂SO₄ или Ceq_(H2SO4)=2 mol/l.

При приготвянето на моларни и нормални р-ри е необходимо да се изчисли количеството в/во необходимо за приготвя-нето на определен обем р-р с желаната кон-ция.След като измерим необходимото количество в/во, го прехвърляме в мерителна колба и доливаме с разтворител.Напр: Да се приготви 500 см³ 1,5 М NaOH

C_NaOH=m_NaOH/V. М_NaOH

m_NaOH= C_NaOH. V. М_NaOH=

=1,5.0,5.40

0,5l=500 m³

5.Колоидни р-ри

Те са дисперсни с-ми с големина на ч-ците на разтвор. в/во 10^-7 до 10^-5 см.Когато ч-ците на разтвор. в/во са равноме-рно разпределени в целия обем на дисперсн. с-ма колоидн. с-ма е зол.Ако дисперсн. фаза е неравномерно разпреде-лена и оформя маса с определени очертания имаме. гел(галерт). Според вида на дисперс. среда колоидн. р-ри са: хидро-золи(дисперсн. среда е во-да); органозоли (дисперсн. среда е орг. в-во). Золът може да преминава в гел ( процес на коагулация) и обратно- от гел в зол (пептизация).Тези колоиди са обратими.Има и коло-иди които не могат да пре-минават от зол в гел и обратно и те са необра-тими. Съществуват 2 ме-тода за получаване на ко-лоиди: дисперсионни и ко-ндензационни. Дисперс. методи се осъществяват в колоидни мелници и дезинтегратори. При тях в/вата се раздробяват до размери на колоидите. Кондензац. методи се състоят в уедряване (агрегиране) на ч-ците до тези на колоидите. В основата на конденз. методи стоят хим. р-ции при които се получават малко разтворими в/ва. Напр: хидролиза на FeCl₃

FeCl₃+3H₂O=Fe(OH)₃+3HCl

Fe(OH)₃ е малко разтворим Зол на АgJ (сребърен йодит) се получава от разред. р-ри на АgNO₃ (сребърен нитрат) и KJ(калиев йодит)

АgNO₃+ KJ=АgJ + KNO₃

Правило на Ваймар-Колоид. р-ри се получават чрез утаечни р-ции, когато изходн. р-ри са или много разредени или много кон-центрир.При средни кон-ции се получават утайки.В зависимост от отнасянето на дисп. фаза към дисперс. среда колоидите биват: лиофилни и лиофобни. Лиофилните характери-зират се със значително взимодействие м/у дисп.

фаза и дисп. среда. Разтва-рянето на високомолекул. с-ния започа с набъбване на в-вото, в следствие на действието на разтворите-ля. Минава се през междин. състояние гел, в което в/вото е запазило външ. си вид но е набъбнало.Следва значи-телно солватиране на колоидн. ч-ци в следствие на което се получ. колои-дния р-р.Лиофил. колоид е желатина.Лиофил. колои-ди са обратими, т.к. след изпаряване на разтво-рителя се получ. сух оста-тък, който с нов разтво-рител преминава отново в колоид. р-р.Те имат голе-ми вискозитет, електро-проводност и осмотич. налягане.Стабилни са. т.к. солватната обвивка пречи на агрегирането и утая-ването на ч-ците. Лиофо-бните колоиди се характе-ризир. със слабо взаимо-действие м/у дисперсн. фаза и дисперсн. среда. Такива колоид. р-ри образуват благород. мета-ли, металните сулфиди и малкоразтворим. соли (хлориди, карбона-ти). Те са необратими. Нестабил-ни са, с нисък вискозитет и малко осмотич. Р. Ста-билността им се дължи на еднаквия електрич. заряд на колоидн. ч-ци. Причи-ните за възникване на заряд са:1. адсорбция на йони в/у повърхността на колоидн. ч-ца(най-важна) 2. собствена електролитна дисоциация на колоидн. ч-ца; 3.контактна еликтри-зация (преход на електро-ни м/у фазите при допира им); Правило на Панет-от всички възможни йони в даден р-р в/у колоидн. ч-ца се адсорбират само тези, които са противопол. по заряд йони на колоидн. ч-ца и дават най-малко разтворимото съединение. Колоидната ч-ца има в средата ядро. На повърхността на ядрото има адсорбирани потен-циалоопределящи йони,а най-отвън са привлече-ните противойони.Ядрото

заедно с потенциалоопред.

йони образуват т. нар. гранула, а цялата система мицел.Свойства-1.Цвят-Повече-то колоиди са оцветени. Цветът се дължи на селективна адсорбция на светлината и страничното й разсейване от колоидн. ч-ца.С увеличаване на размера им цвета се изменя-жълт, червен до син. 2.Моле-кулно-кинетич. св-ва- -ч-ците на колоид. р-р са в непрекъснато хаотично движение нар Брауново движение, което е следствие от ударите, кои-то ч-ците изпитват от мо-лекулите на разтворителя. Поради малките си размери колоид. р-ри не седиментират. (седимента-ция -свободно утаяване на ч-ци под действие на гравитацията) 3.Електро-кинетич. св-ва.-Поставени в електрично поле ко-лоидн. ч-ци според своите заряди се насочват към електродите(електрофореза е процеса)При +заряд се насочват към катода-процеса е катодофореза,а при заряд - към анода-анодофореза. 4.Стабилност- основен стабилизиращ фактор се явява заряда на ч-ците. При премахване на заряда се наблюдава коагулация. Тя може да се предизвика ч/з внасяне на електролити към колоида.Правило на Шулце-Харди-ако вален-тността на йона преди-звикващ коагулацията се изменя в съотнош. 1:2:3, то коагулиращата способност нараства в съотнош. 1:50:1000.Неустойч. хидро-фобни колоиди могат да се стабилизират ако се приба-ви хидрофилен колоид. Това св-во се използва в медицин. за приготвяне на терапевтични метални хид-розоли. Колоидни системи са най-важните градивни елем. на орг-зма-белтъци, ензими. Всички процес, които са болестни са следствие от коагулация. Колидно диспергир. в/ва изграждат и почвата. Промишлеността.

6.Разред. молек. р-ри

Р-рите в които разтвор. в/ва са разтворени до молекули се нар. молеку-лни р-ри. Те не провеждат ел. ток и се нар още р-ри на неелектролити. При разредените р-ри се прие-ма че молекулите на раз-твор. в/во са много отда-лечени 1 от др. и те не взаимод. по м/у си,за това те. имат св-ва близки до тези на идеал. р-ри и те се дават от т. нар. теория на разред. р-ри.За всички разред. р-ри е характер., че те не зависят от природата на разтвор. в/ва, а само от кон-циите им. 1.Парно налягане(Р) над всяка течност при всяка t^o има определено количество пари. Р, което тези пари упражняват се нар. парно Р.То е мярка за динамич. равновесие което същес-твува м/у молекулите напускащи повърхността на течността и тези които обратно се връщат в нея.С на t^o Р също .Ако в 1 течност разтворим дадено в/во Р.Това е така, защото броя на молек. на разтв-ля намиращи се на повърхността на р-ра е по-малък в сравнение с бр. им при чист разтв-ел. Закон на Раул- Парното Р на всеки компонент от даден р-р е пропорционал. на неговата молна част.

P_A=X_A.P^o_A

P_B=X_B.P^o_B

,kъдето P_A,P_B - парно Р на даден компонент на р-ра, P^o_A и P^o_B са парни Р на чистите компон., X_A и X_B са молни части на компон. на р-ра.Понижаването на налягането на р-ра е толкова по-голямо колко-то по-голяма е неговата кон-ция. Ако 1 от ком-понент. на р-ра е твърдо в/во то тогава закона на Раул добива друг вид:

X_A+X_B=1

1- X_A= X_B

X_A= P_A/ P^o_A

1- P_A/ P^o_A=X_B

P^o_A-P_{A =}X_B, P/ P^o_A=X_B

P^o_A

P= X_B . P^o_A

Понижаването на парн. Р на р-ра е пропорционал. на

молната част на разтвор. в-во:

n_B

X_B=

n_A+n_B

т. к. при много разреден. р-ри mol на разтвор. в/во са мн. по-малко от mol на разтворителя: n_B<<n_A

X_B= n_B/ n_A

P= X_B . P^o_A= P^o_A. n_B/ n_A

но n_A=m_A/M_A

n_B=m_B/M_B, заместваме горе:

m_A/M_A

P= . P^o_A

m_B/M_B

m_B. M_A

P= P^o_A

m_A.M_B

2.Дифузия-това е процес на изравняване без външна намеса на кон-цията на разтвор. в-во във всички точки на р-ра.Тя се обу-славя от топлинното безпо-рядъчно движение на ч-ците на в/вата.Движеща си-ла на дифуз. е концен-трацион. разлика в систе-мата.Дифузията спира ко-гато кон-циите се изравнят. Скоростта на дифузия се с на t^o.Скоростта е обратно пропорцион. на размера на ч-ците. Процесът на еднопосочно преминаване на молекул. на разтв-ля през полу-пропускл. мембрана се нар. осмоза.. Хидростатич. Р на стълба р-р, което спира осмозата се нар.осмотично Р.То е движеща сила на осмозата.При изследване на осмотич. Р Пфефер установява следните зави-симости: 1. При опред. t^o осмотич. Р е пропор-ционал. на кон-цията на разтвор. в/во: p=к.С_X,, където k е коеф. на пропорцион. 2.Осмотич. Р е пропорционал. на абсолютната t^o .p=к.Т Ван Хоф обединява тези 2 уравнения в 1: p=С.R.Т, където R-универсал. газова константа.Това уравнение е идентично с уравнението за идеалните газове на Менделеев-Клапейрон:

pV=nRT

n

p= . R.T, т. като c=n/V

V

p=c.R.T

От това следва, че осмотич. Р на р-ра е равно на Р, което би упражнило разтвор. в/во в/у стените на съда, ако се намира в газообразно състояние и при същата t^o заема обем равен на обема на р-ра. Молните маси могат да се определят от:

m_X

p=c.R.T= .R.T

V. M_X

Р-ри с еднакво осмтич. Р са изотонични. Понижа-ването на парното Р на р-р спрямо парното Р на чистия р-л има 2 важни следствия: 1.Всеки р-р кристализира при по-ниска t^o и кипи при по-висока t^o в сравнение с чистия разтворител.Закон на Раул-Понижаването на t^o на кристализ. на 1 р-р е правопропорц. на мола-лната кон-ция на р-ра: Т_крист.=Е_крист..b(x), където Е_крист е криоскопска константа, която дава понижаването на t^o на кристализ. на едно молален р-р.

Т_крист=Т^о_крист-Т_{крист. на р-ра}

При разтв-ел вода вместо кристализац. се използва замръзване.Бекман дава аналогичен закон Пови-шението на t^o на кипене на 1 р-р е правопропорц. на молалната кон-ция на р-ра.

Т_{кипене.}=Е_{кипене.}.b(x), Е_кипене -ебулиоскопска кон-станта,даваща повишение на t^o на кипене на едномолален р-р.

Т_кип=Т_{кип. р-р}-Т_{кип. на чист р-л} Възможно е да се намират молните маси на непознати в-ва:

Т_крист.=Е_крист..b(x),но

b(x)=m(x)/m_o.M_x

Т_крист=E_крист.. m(x)/m_o.M_x

7.Р-ри на електролити

Опита показва, че р-рите на к-ните,о-вите и солите не се подчин. на законите за разредени р-ри. За да се избегнат разликите м/у теорията и опитните данни Ван-Хоф въвежда изото-ничен коефиц. (i) в зако-ните за разред. р-ри. Този коеф. показва колко пъти опитно намерените стой-ности на Р, p, Т_крист., Т_кип за к-ните,о-вите и солите се различават от тези за разред. р-ри. p_теор.=c.R.T,

p_опит.=i.c.R.T,i= p_опит/ p_теор.

Фарадей разделя в/вата на електролити и неелектр. Електролити са в/вата, които в разтворено или стопено състояние прове-ждат ел. ток. Останалите непровеждащи ел. ток са неелектр. Според Фарадей електропроводността на р-рите на електрол. се дължи на факта, че при примина-ването на ел. ток през такива р-ри в/вата се раз-делят на ел. заредени ч-ци-йони.Всички св-ва на еле-ктролит. и отклоненията им от разред. р-ри са обяснени по-късно от създадената от шведския химик Сванте Арениус Теория на електролит. ди-социация. Според нея разпадането на молекул. до йони става спонтанно (веднага с разтварянето на електролита), а не под действие на ел. ток Това спонтан. разпадане на еле-ктролитите във воден р-р Арениус нар. елекролит. дисоциация. Всеки елек-тролит в р-р дава 2 вида йони -катиони(+) и анони(-). Йоните могат да са:прости-Na⁺,Cl^-, сложни-SO₄^2-,PO₄^3- или комп-лексни -[Cu(NH₃)₄ ]²⁺ При ел. дисоциация сумата от зарядите на + йони е = на сумата на йони,за това р-рите на електролит. са електронеутрални .При пропускане на ел. ток през р-ра йоните се придвижват към съответния им електрод. + йони (кати-йоните) -към катода(- еле-ктрод),а йони (анионите)

към анода(+ еле-ктрод). Въведена е количествена мярка, която характеризира силата на електролита нар. степен на електролит. дисоц.(a)

a=бр.на дисоц.мол /бр.на разтв. мол.

Според степента на елек-тролит. дисоц. електролит. се делят на: слаби(a<0,3) и силни(a>0,6). К-ните са в/ва, които във воден р-р като единствени + йони дават Н⁺ (водородни кати-они).HClH⁺+Cl^-

Основи-в/ва, които при електр. дисоц. като йони дават само ОН^-(хидро-ксилни аниони)

NaOHNa⁺ +OH^-

Соли-в/ва които дават ме-тални катиони и киселин. анони. NaClNa⁺+Cl^-

Рениус доказва,че молек. на водата имат важна роля при дисоц.Те привличат йоните от крист. решетка на в/вата, разграждат я и солватират отделените йони. Разтв-ля оказва вли-яние на взаимод. м/у гра-дивн. ч-ци на електролита в съответствие с диалектрич-ната си константа (e) Колкото e на даден разтв-л е по-голяма толкова електрич. дисоц. е по-силна. e на водата е мн. голяма и за това ел. дисоц. във вода протича мн. силно. Ел. дисоц. е равно-весен процес и наред с нейното протичане става и обратния процес- молари-зация (свързв. на йони до молек.). Eл. дисоц. се характериз. с равновесна конст. нар. дисоционна конст. :

CH₃COOHH⁺+CH₃COO^-

C_H⁺.C_CH3CO^-

K_д=

C _CH3COOH

Кокото K_д е по-голяма тол-кова в по-голяма степен ел-ектрол. се разпада до йони. Многовалентните к-ни и о-ви се дисоциират на степе-ни: H₃PO₄H⁺+H₂PO₄^-

H₂PO₄^- H⁺+HPO₄^-

HPO₄^-H⁺+ PO₄^-

Всеки 1 от тези процеси има дисоц конст.(К₁,К₂,К₃) Най-голяма по стойност е първата (К₁).Конст. на ел. дисоц. се влияе от t^o.Тя е

Ел.дисоц. е ендотерм. п-с (-Q) и на t^o води до на ел. дисоц. Закон на Освалд за разрежданетоРазглеждаме дисоц. на електролита AB с кон-ция C: АВА⁺+В^-

C_А⁺.C_В^-

K_д= но C_А⁺= C_В^-

C_АВ

C_АВ=C-C_дис.=C-aC=C(1-a)

C. a.C.a a².C

K_д= =

C(1-a) 1-a

При слабите електр. a<<1 и за това К_Д= a².C, тогава

a= К_Д/ C, При разреждане степ. на ел. дисоц..При сил. електрол. a>0,6. Те изцяло се дисоциират на йони, т.е. равновесието е изтеглено надясно: АВА⁺+В^-.В по- концен-трир. р-ри на силни електрол. поради голямото количество на йоните, средното разстояние м/у тях е малко. Около всеки йон се образува обвивка от противопол. заредени йо-ни нар. йонна атмосфера. Тя затруднява движението на йоните към електродите при пропускане на ел. ток и за това елекропро-водимостта която се измерва е по-малка от теоретичната и a също ще е по< и се нар. приви-дна. Налич. на йонна атмо-сфера се отразява в/у физ. и хим. св-ва,които зависят от кон-циите на йоните. т.к. привидн. кон-ция на йоните се различава от аналитич. конция. Тази разлика количествено се изразява с активността(а). а=f.c , f-коеф. на активност (0<</FONT>f>1).Той зависи от природ. на електрол., t^o и кон-цията.При голямо разреждане f1(клони към 1), а=с. При по-конц. р-ри f>1 и а<с.С разреждане на р-р на силен електр. той започва да проявява своята дейс-твителна или близка до нея a.Количеств. хар-стика за м/уйонното взаи-модействие е т. нар. йонна сила на р-ра.I=mC_i.Z_iⁿ, където C_i-кон-ция на съответ йони в р-ра. Z_iⁿ-заряд на съотв. йони в р-ра

8.Дисоциация на водата

H₂O е мн. слаб електролит, но дори и най-чистата H₂O провежда ел. ток. Това се дължи на наличието на йони в следствие на нейната дисоциация.

H₂OН⁺+ОН^- В действи-телност процеса протича по следния начин:

2H₂OН₃О⁺+ОН^- При дисоц. се получават характерните за к-ните Н⁺ и за основите ОН^- и за това H₂O е амфотерен електролит-проявява се и като к-на и като о-ва. Дисоционната конст. на ел. дисоц. на H₂O е:

К _H2O =C_H+.C_OH-/C_H2O

T. к. водата се дисоциира в мн. малка степен, то кон-цията на недисоц. водни молек.( C_H2O) е практи-чески постоянна величина и следователно:

К _H2O.C_H2O=К_w= C_H+.C_OH

Това е т. нар. йонно произведение на H₂O.То зависи от t^o. С на t^o К_w .Йонното произведение на H₂O е валидно за чистата H₂O и за всички водни р-ри на к-ни, о-ви и соли.При водните р-ри йонното произвед. е постоянна величина.Ако подкислим H₂O,се кон-цията на Н⁺, но в същото време кон-цията на ОН^-, т.к. К_w e постоянна величина.Същото се наб-людава и при прибавяне на основа- с на ОН^- се кон-цията на Н⁺.В чиста H₂O C_H+=C_OH-=10^-7 mol/l. В основна среда C_H+OH-или C_H+<</SPAN>10^-7. В кисела среда C_H+>C_OH или C_H+>10^-7.Прието е киселинността и основно-стта на средата да се характеризира с кон-цията на Н⁺.Ако тя е известна и имаме К_w, то тогава можем да намерим кон-цията на ОН^-.

C_OH^-= К_w/ C_H+. За удобство е прието като характе-ристика на киселинността и основността да се използва не кон-цията на Н⁺, а отрицателния десети-чен логаритъм на тяхната кон-ция.Тази величина се нар. водороден показател

и се бележи с рН.

рН=-lg C_H⁺

За неутрал. среда

рН=-lg C_H⁺=-lg10^-7=7

За кисела:рН<7, а за осно-вна ср. рН>7. Следователно рН е в граници: 0<рН>7.Тези закономерности са в сила само за р-ри на слаби и средносил. електр. За р-ри на сил. електр. и концентр. р-ри трябва кон-цията на Н⁺ да се замени с активността на Н⁺Следователно

pH=-lga_H⁺

pH не се изчислява, а се определя опитно най-лесно с т. нар. индикаторни в/ва (лакмус).pH до 8-червен цвят(кисела среда), рН над 8- син (основна среда).рН може да се измери и с рН-метър.

Буферни р-ри-това са системи за поддържане и контрол на определено рН.Буфера е с-ма от 2 електролита слаба к-на и нейна сол или слаба основа и нейна сол.Такива са напр. амонячния буфер (NH₄OH+NH₄Cl);

ацетатния буфер

(CH₃COOH+CH₃COONa)

Действието на буфера не се влияе от разреждане, т. к. в еднаква степен се променят кон-циите на 2 му компонента.Ако към ацетатен буфер се прибави известно количество основа рН на системата не се променя, т.к. внесените ОН^- се свързват с Н⁺ в оцетната к-на до слабия електролит Н₂О и се извличат от с-мата.Ако се внесе к-на в буфера, то внесените Н⁺ се свързват с ацетатните аниони на слабия лектролит оцетна к-на.Буферите обаче имат определен капацитет и те поддържат внасянето на малки количества к-ни и о-ви.

9.Произвидение на разтв.

-То характеризира хетеро-генното равновесие което се установява в р-ри на малкоразтвор. в/ва и сил. електролити.КАК⁺+А^-, КА е тв. фаза, а К⁺ и А^- са йони от р-ра. Напр.

BaSO₄Ba²⁺+SO₄^2-

При хетероген. равновесия кон-цията на тв. фаза не се включва в израза за равновес. константа и =>

К=C_K.C_A=ПР_КА

К=C_Ba²⁺.C_SO4=ПР_BaSO4

Насит. р-р на малкоразтв. електрол. е произведение от кон-циите на йоните в р-ра и се нар. произведение на разтвори-мост ПР(L_s).При електролити при дисоциац. се получ. по-голям бр. йони и за това кон-циите се повдигат на степен равна на бр. на съответ. йони.

Ca₃(PO₄)₂3Ca²⁺+2PO₄^3-

ПР_Ca3(PO4)2=C³_Ca²⁺.C²_PO4^3-

При добре разтворим. в/ва, разтворимостта се дава с грамове разрвор. в/во в 100 g разтв-тел.При малко разтво-римите в/ва разтворимостта се характеризира с ПР.Утайка се образува тогава когато произвед. от кон-циите на съответ. йони достигне и надмине ПР на съответ. в/во даващо утайка.

AgNO₃+NaClAgCl+NaNO₃

Ako кон-цията на Ag^.+ е известна,лесно може да се определи каква трябва да е кон-цията на Cl^- за да започне утаяване:

ПР_AgCl=C_Ag⁺.C_Cl^-, тогава

C_Cl^-= ПР_AgCl/ C_Ag⁺

Разтворимостта на утайката се чрез прибавяне на изли-шък от утаителя.Когато в р-ра има смес от йони, първо се утаява този йон, който с йоните на утаителя дава съединение имащо най-малко ПР.Напр:ако към р-р имащ Cl^-и J^- йони прибавим Ag⁺, първо се утаяват J^-,защото ПР на AgJ е по-малко от това на AgCl.Възможно е при определени условия 1 утайка да премине в друга.Напр. ако към утайка от AgCl се прибави р-р съдържащ J^- то утайката от AgCl се превръща в утайка от AgJ,защото той има по-малко ПР.

Разтварянето на 1 утайка означава изместване на хетероген. равновесие в посока на йоните на р-ра:

КАК⁺+А^-

Това изместване може да се реализира по различни начини. Напр: Ако към утайка от CH₃COOAg (сребърен цитрат) се при-бави к-на (HCl,HNO₃, H₂SO₄) то утайката се раз-тваря,т. к. H⁺ от силната к-на се свързват с аце-татн. аниони (CH₃COO^-) и по този начин изместват равновесието:

Аg⁺+CH₃COO^-CH₃COOAg

Различен е случая когато към утайка от АgCl се прибави сил. к-на.В този случай утайката не се разтваря,защото H⁺ от сил. к-на не образуват с йоните на утайката слаб електролит.AgClAg⁺+Cl^-

К-ни се разтварят само в малкоразтв. соли на слаби к-ни.Др. начин за измс-тване на равновесието е чрез образуване на комп-лекс.Напр:при прибавяне на амоняк към нератвори-ма утайка от АgCl:

Аg⁺+2NH₃[Ag(NH₃)₂]

Когато хетероген. равновесие не може да се измести по горните 2 начина се използва окисляване с царска H₂O на серни йони до елементарна сяра.Ако в р-ра присъстват странични в/ва йонната сила на р-ра и коеф. на активност става по-малък от 1.В този случай е необходимо по-голямо количество от утаителя за да започне образуване на съответната утайка.Обратно-ако към утаителя се прибави чужд електролит то утаителя частично започва да се разтваря.

10.Йонни процеси

Хим. р-ции в р-р се дължат на йонните взаимод. при които става обмен на йони м/у реагиращите в/ва. За това е прието р-циите в р-р да се изразяват ч/з йонните уравнения. Напр: Молеку-лното ур-ние на взаимод. му BaCl₂ и Na₂SO₄ е:

BaCl₂+Na₂SO₄=BaSO₄+2NaCl

Във воден р-р обаче BaCl₂ и Na₂SO₄ са дисоциирани изцяло на йони, т.к. те са силни електрол. Пълното йонното у-ние е:

Ba²⁺+2Cl^-+2Na⁺+SO₄^2-= BaSO₄+2Na⁺+2Cl^-

От това ур-ние се вижда,че не всички йони си взаимодействат и за това съкратеното йонно ур-ние е:

Ba²⁺+ SO₄^2-= BaSO₄

1.Взаимод. м/у соли и сил. електролити.-не се наблю-дава никакво явление,липсва термичен ефект,не се отделя газ или утайка.Причината е в това , че всички солите и сил. електрол. и продуктите са изцяло дисоциир. и м/у тях няма взаимод., а се установява равновесие:

Na⁺+Cl^-+K⁺+NO₃^-=Na⁺+ NO₃^-+ K⁺+ Cl^-

2.Взаимод. м/у сил. к-ни и сил.о-ви.-Сил. к-ни и сил. о-ви във воден р-р са изцяло дисоциир., в следствие на взаимод. м/у йоните им се образ. сол (сил. електролит) и H₂O (слаб електрол.)

Na⁺+OH^-+H⁺+Cl^-=

=H₂O+Na⁺+Cl^-

Тази р-ция м/у к-ни и о-ви се нар. неутрализация. 3. Взаи-модействия при които се получ. малкоразтв. в/во-утайка- равновесието изцяло се измества в посока на образ. на утайка. Напр: взаимод. м/у сил. електролит AgNO₃ и солта NaCl:

Ag⁺+NO₃^-+Na⁺+Cl^-=AgCl+Na⁺+NO₃^-, йон. ур-ние е: Аg⁺+ Cl^-=AgCl

4. Взаимод. при което се получ. газообразни в/ва- равновесието се измества изцяло на дясно, т.к. газа излита от системата. Напр: Na⁺+Cl^-+H⁺+NO₃^-=HCl+Na⁺+NO₃^-, йонното уравнение е H⁺+Cl^-=HCl

5 Взаимод. при които се

получ. слабо дисоц. се с-ния.- получава се слаб електр. или комплексен йон равновесието се измества изцяло в посока на образуването им.Напр:

2Na⁺+2CN^-+2H⁺+SO₄^2-=2HCN+2Na⁺+ SO₄^2-, йон. ур-ние е: H⁺+ CN^-= HCN. Когато като изходен и краен продукт в р-цията участват слаби електрол. или малко разтвор. в/ва равновес. се измества в посока на съединението имащо по-малко произве-дение на разтворимост. При неутрализацията протича взаимод. м/у к-ни и о-ви и се получ. сол и вода.Обратния на неутрализ. процес е хидро-лизата,т.е. това е обменна р-ция м/у йоните на сол и вода.1.Хидролиза на сол получена от сил. о-ва и слаба к-на. Напр:КCN-калиев цианид (получ. се от сил. о-ва КОН и слабата циановодородна к-на HCN.Във воден р-р на тази сол има следн. равновесия:KCNK⁺+CN^-

H₂OH⁺+OH^-

При хидролиз. се образува слабия електрол. HCN:

CN^-+HOHHCN+OH^-

Имаме излишък от OH^- и за това р-цията е алкална. Т.к. в нея участват анионите тя се нар. анионна хидролиза. Хи-дролиз. е толкова по-силна колкото по-слаб е получения електролит. 2.Хидролиза на соли получ. от слаба о-ва и сил. к-на-в този случай средата е кисела,т.к. се натрупват Н⁺.Напр:хидро-лиза на амониев хлорид-NH₄Cl

NH₄⁺+HOH NH₄OH+H⁺

Тази хидролиза се нар. катионна, защото при нея си взаимод. катиони 3.Хидролиза на соли получени от слаби к-ни и слаби о-ви.-в нея участват и катион. и анионите.Р-цията на средата се определя от относителната сила на получените слаби електрол Напр:

NH₄CN+HOHNH₄OH+HCN

Тук средата е алкал.,защото циановодорода е по-слаб еле-ктролит от амониевия хидро-оксид и 2 съединения свър-зват катионите на водата.

4.Хидролиза на соли от сил. к-на и сил. о-ва.-практически не протича, неутрална р-ция (рН=7) КClK⁺+Cl^-

HOHH⁺+OH^-

Количествено хидролизата се характериз. с степента на хидролиза (a_хидр.) и константата на хидрол. (К_хидр.):

a_хидр.=C_хидр./C_общ

C_хидр-хидролизир. молек. на солта; C_общ-общия бр. разтворени молек. на солта. Хидролизата се характер. с равновес. константа:

CN^-+HOHHCN+OH^-

К_Д=С_HCN.С_OH^- /С_H2O.C_CN^-

Недисоциир. молек. вода са постоянна величина и за това

К_Д.С_H2O също е постоянна и се нар. конст. на хидролиза.

К_хидр.= С_HCN.С_OH^-/C_CN^- Умножаваме числителя и знаменателя с С_Н⁺ и получаваме:

К_Д=С_HCN.С_OH^-.С_Н⁺/C_CN.С_Н⁺

но С_OH^-.С_Н⁺=К_w-йонно произведение на водата

К_хидр.=К_w/К_Д(HCN)=K_w/К_Д

_{Колкото} образуващия се електр. при хидролиз. е по-слаб, толкова хидролизата е по-силна. a_хидр=К_хидр./С_солта

Получаване на бистри р-ри от соли склонни към хидролиза става чрез подтискане на хидролиз. чрез подкисляв. или алкализиране на р-ра в зависимост от вида на солта, т.е. изместване на равновесието на ляво. Напр:

HOH

FeCl₃ Fe(OH)₃+H⁺

11.Координац. с-ния

Координац. с-ния са тези при които около 1 централен атом или йон (М) са свързани неут-рални молек. и йони нар. лиганди (L). Централ. атом или йон заедно с лигандите съществуват като самостоятелна структурна единица както в кристал така и в р-р. Координацията е спосо-бността на даден атом или йон да привлича и свързва около себе си др. атоми,молек или йони. Всяко коорд. с-ние се състои от централ. атом или йон нар. компле-ксообразувател и коор-динирани молек. и йони образуващи координац. сфера. М заедно с L свързани за него образ. вътрешната координац. сфера. При писане на формулата тя се обгра-жда със средни скоби. Във външн. сфера са разполож. противойони-те, които компенсират заряда на комплекс. йон.[ML_n]X_m, където M-комплексообразувател, L-лиганди,X-противойони. При някои комплекси липсва външ. координац. сфера, т.к. L напълно компенсират заряда на M., комплекса е неелектролит. Напр: [Pt(NH₃)₂Cl₂]. M- могат да бъдат всички елементи, но най-силни са катион. на преход-ните d-елементи- Cu,Fe, Co,Ni,Zn,Mn,Pt. Атоми-те ч/з които L се свързват с М се нар. донорни. Типични донорни атоми са О,N,S,P . Донор. атоми имат свободни електронни двойки.Броя на донор. атоми свързани с М определят координацион. число на М. Броя координац. места, които заема даден L се нар. координац. капацитет (дентатност). L заемащи 1 координ. място са монодентантни (едновалент. киселинни остатъци -Cl^-, CN вода,амоняк и др.) ,

2 места- бидентантни (аминок-ни),полидента-нтни (ЕДТА-етилен диамин оцетна к-на ,чиято динатриева сол нар. комплексон 3 заема 6 места). Ел. заряда на комплекс. йон е сума от зарядите на изграждащи-те го ч-ци. В р-ри координац. с-ния са сил. електролити и се дисо-циират на комплекс. йон и на йоните от външ. сфера.

К₂[PtCl₆] [PtCl₆]^2- +2K⁺. Комплекс. йон при ел. дисоциация е слаб електр.

[PtCl₆]^2-Pt⁴⁺+6Cl^-Константата на дисоциац. на комплекс. йони се нар. стабилитетна конст и тя е мярка за стабилността на комплекса.Колкото тя е по-голяма толкова ком-плекса е по-стабилен.

М +nLML_n

K_ст.=[MLn]/[M].[L]ⁿ

Св-вата на комплексите зависят от пространств. разполож. на L и от вида на връзките м/у М и L.Геометрич. фигура коя-то образуват М и свър-заните с него L се нар. полиедър и неговия вид зависи от координац. число. При координац. число=2 (ML₂) L са разполож. линейно около М. Напр: [Ag(NH₃)₂]⁺

H₃N-Ag-NH₃. При координац. число=3 (МL₃)- L са разположени по върховете на триъг. пирамида, а М е на върха й.Ако височината на пирамидата е = О, то структур. е плосък триъ-гълник и М е в центъра му.При коорд. число=4 (МL₄)-реализира се или тетраедрична стр-ра, в която М е в центъра на тетраедъра а L са по върховете. или плоска квадратна. плоска ква-дратна стр-ра. Коорд-инац. число 6 е характерно за почти всички d-елементи. Стр-рата е октаедрична, М е в центъра а L по върховете. Хим. връзка при различните комплекси

е различна.При типичните координац. с-ния хим. вр. се обяснява с донорно-акцепто-рната теория.Според тази теория хим. вр. при комплексите е донорно-акцепторна Тази вр. е разно-видност на ковалентната вр (образуват се общи електрон. двойки м/у свързващ. се атоми)Донор.-акцепт. вр. се осъществява чрез предаване, приемане на готови ел. двойки.Тези свободни ел. двойки са при лигандите и при комплексообразуването те ги отдават на М.Лигандите са донори, а М имат свободни електронни орбита-ли и са акцептори. Координац. с-ния са следните класове: Моноядрени комплекси с монодентантни лиганди, моноядрени комплекси с полидентантни лиганди, Полиядрени компл. и p-комплекси.Тези класове се разделят на няколко типа-1.Ацидо-комплекси(L им са киселин. остатъци, Напр: K₂[PtBr₄];) 2.Aмониакати ( L е амонячната молекула, Напр:[Ag(NH₃)₂]Cl. 3.Аминати (L са амино съединения) 4.Хелатни комплекси (L са свързани с М едновременно с 2 или повече донорни атома, при което се образув. цикли. Биват 2 вида-с ковал. вр.или и с ковал и със солеви). p-комплекси-L са органич. с-ния със двойна или тройна вр.

12.Периодичен закон.

Според Периодич. закон свойствата на простите в/ва на елементите, както и съставът и св/вата на техните съединения се намират в периодична зависимост от стойността на атомните тегла(маси) на елементите.Според този закон Менделеев подрежда известните до тогава 63 елемента в периодична таблица.При определяне на техните места в таблицата освен атомните маси Менделеев взима в предвид и принципа на периодич-ност в техните свойства.В таблицата Менделеев оставя и празни места и предсказва че съществу-ват и неоткрити елементи. В периодич. с-ма в хоризонтал. отношение елемент. са подредени в 7 периода, а във верти-кално-в 8 групи . Перио-дът е съвкупност от елементи чиито свойства се изменят закономерно с увеличаване на ядрения заряд.(съответно броя на електроните.При всеки период се започва изгра-ждането на нов ел. слой. Всеки период започва с алкален метал и завършва с инертен газ.I период има 2 елемента,II и III пер. 8 елем.,IV и V период са по 18 елемента ,VI пер.-32,VII пер. е незавършен и би трябвало да съдържа също 32 елем.Първите 3 периода се нар. малки, а другите-големи.Малките и големите периоди се различават по изграждането си. За IV и V период разликата е в това, че след алкалоземния елемент започват 10 елемента при които се изгражда d-електрон. слой и те се нар. d-елементи (преходни еле-менти).Всяка група се разделя на 2 подгрупи-главна и вторична. Вторич. групи са изградени само от преходните елементи на 4,5 и 6 период.8-вторична група се състои от 3

триади преходни елементи.С изясняване строежа на атома се изясняват и принципите на изграждане на период. система. Атомния на елемента е = на бр. на положителните заряди и на бр. на електроните на атома. Всеки период започва с елемент при който става запълване на ns-подслоя и завършва с елем. при който изцяло е запълнен np-подслоя. Всички елементи от дадене група имат еднаква електрон. конфигурация на най-външ. си ел. слой. При главните под-групи валентните електрони на елемент. са от s- и p-тип и те са в най-външн. им слой, а при вторич. подгрупи валент. d-електрони са в предпослед. слой. Гру-пата в периодич. система се състои от елементи с еднаква конфигурация на външния си електр. слой но с различен брой ел. слоеве. Периодите са образувани от елемен. които имат еднакъв брой слоеве, но са с различен бр. електрони в най-външните слоеве. Според типа на електроните в най-външн. валентен еле-ктронен слой хим. елементи са: s-елементи-имат в най-външн. си ел. слой електронна конфи-гурация-ns^x,където n-е номера на периода.При хим. р-ции тези елементи отдават електрони и образуват стабилни катиони. Те са силни редуктори и директно реагират с повечето неметали, образувайки йонни съединения.Всеки период има по два s-елемента (от групата на Li и Be). р-елементи-хим. елем. от III до VIII гр. на период. система с ел. конфигур.-ns²p^x (x=1 до 6). Те проявават максимална окислител. степен, която е = на общия бр. на валентните електрони (сумата на s- и

р-електроните).Р-елеме-нт. от II-период се различават по св-ва от др. р- елементи,защото имат малък радиус и някои от тях (по-тежките елементи) имат d-електрони. d-елементи-при тях валентните електрони са в най-външн. s-ниво и d-подниво.Те образуват вторичн. групи на периодич. система.Те са метали,редуктори.Мн. от тях са химически инертни при обикновен. t^o, но с на t^o активността им .Те са активни комплексообра-зуватели.f-елементи-електрон. конфигурация-(n-2)f^x(n-1)d^yns².Te обра-зуват 2 семейства лантаноиди (n=6) и актиноиди(n=7). Свойс-твата на лантаноидите са подобни на тези на хим. елем. от IIIB-група, характерна степен на окисление +III.