Общая химия

Федеральное агенТство по образованию

Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования

«Тюменский государственный нефтегазовый университет»

 

 

Г.К.Севастьянова, Т.М.Карнаухова

Общая химия

Курс лекций   Тюмень 2005

Основные понятия химии

Объектом изучения в химии являются химические элементы и их соединения.

Химическим элементом называют вид атомов с одинаковым зарядом ядер. Атом – наименьшая частица элемента, обладающая его химическими свойствами.

Молекулой называют наименьшую частицу индивидуального вещества, способную к самостоятельному существованию, обладающую его основными химическими свойствами и состоящую из одинаковых или различных атомов.

Если молекулы состоят из одинаковых атомов, то вещество называют простым или элементарным, например He, Ar, H₂, O₂, S₄. Простое вещество является формой существования химического элемента в свободном состоянии. Если молекула вещества состоит из разных атомов, то вещество называют сложным (или химическим соединением), например CO, H₂O , H₃PO₄.

Химические свойства вещества характеризуют его способность участвовать в химических реакциях, т. е. в процессах превращения одних веществ в другие.

Массы атомов, молекул очень малы. Например, массы отдельных атомов составляют 10^-24 - 10^{-22 г. Массы атомов, молекул выражают или в относительных единицах ( через массу какого-либо одного определенного вида атома), или в атомных единицах массы (а.е.м.).}

1а.е.м.-это 1/12 часть массы атома изотопа углерода С. 1а.е.м.=1.66053*10^{-24 г.}

Значение относительной атомной (A_r) или молекулярной массы (M_r) показывает, во сколько раз масса атома или молекулы больше чем 1/12 часть массы атома изотопа углерода С (углеродная шкала атомных масс). A_r и М_r – безразмерны. Значения А_r приводятся в периодической системе элементов Д.И. Менделеева под символом элемента. Численно А_r и А (а.е.м.) совпадают. Зная относительную атомную массу, легко можно найти и массу атома, выраженную в граммах. Так, масса атома углерода-12 в г равна: 12* 1.66053*10^-24= 1.992636*10^{-23 г}. Масса молекулы равна сумме масс атомов, входящих в ее состав.

Количество вещества (n) – это число структурных единиц (атомов, молекул, ионов, эквивалентов, электронов и т.д.) в системе. Единицей измерения количества вещества является моль. Моль – количество вещества, которое содержит столько определенных структурных единиц, сколько атомов содержится в 12 г изотопа углерода ¹²С. Число структурных единиц, содержащихся в 1 моле любого вещества в любом агрегатном состоянии, есть постоянная Авогадро: N_A=6,02*10²³ моль^-1.

Молярная масса (М) – это масса 1 моль вещества, равная отношению массы вещества (m) к его количеству (n):

М=m/n.

Основной единицей измерения молярной массы является г/моль (кг/моль). Молярная масса вещества, выраженная в граммах, численно равна относительной молекулярной массе этого вещества.

Эквивалент (Э) – это реальная или условная частица вещества, которая может замещать, присоединять, высвобождать или быть каким-либо другим образом эквивалентна (равноценна) одному иону водорода в кислотно-основных или ионно-обменных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях (ОВР). Эквивалент безразмерен, его состав выражают с помощью знаков и формул так же, как в случае молекул, атомов или ионов.

Для того чтобы определить состав эквивалента вещества и правильно записать его химическую формулу, надо исходить из конкретной реакции, в которой участвует данное вещество.

Рассмотрим несколько примеров определения формулы эквивалента:

А. 2NaOH+H₂SO₄ =2H₂O+Na₂SO₄.

Краткое ионно-молекулярное уравнение процесса:

2OH^- +2H⁺ =2H₂O.

В данной ионообменной реакции участвуют два иона водорода. На один ион водорода приходится:

NaOH+1/2H₂SO₄=H₂O+1/2Na₂SO₄,

т.е. одному иону водорода соответствует одна молекула NaOH, 1/2 молекулы H₂SO₄, одна молекула H₂O, 1/2 молекулы Na₂SO₄. Поэтому Э(NaOH)=NaOH; Э(H₂SO₄)=1/2H₂SO₄; Э(H₂O)=H₂O; Э(Na₂SO₄)=1/2Na₂SO₄.

Б. Zn+2HCl=ZnCl₂+H₂

Ионно-электронные уравнения процессов окисления, восстановления:

Zn-2e=Zn²⁺,

2H⁺+2e=H₂.

В данной ОВР участвуют два электрона. На один электрон приходится:

1/2Zn+HCl=1/2ZnCl₂+1/2H₂,

т.е. одному электрону соответствует 1/2 атома Zn, одна молекула HСl,1/2 молекулы ZnCl₂ и 1/2 молекулы Н₂. Отсюда Э(Zn)=1/2Zn; Э(HCl)=HCl; Э(ZnCl₂)=1/2ZnCl₂;Э(H₂)=1/2H₂.

Число, обозначающее, какая доля от реальной частицы эквивалентна одному иону водорода или одному электрону, получило название фактора эквивалентности f_э. Например, в рассматриваемых реакциях f_э(Zn)=1/2, f_э(NaOH)=1.

Для окислительно-восстановительных реакций используют понятие «эквивалентное число» (Z), которое равно числу электронов, присоединенных одной молекулой окислителя или отданных одной молекулой восстановителя.

Моль эквивалента – количество вещества, cодержащего 6,02*10²³ эквивалентов. Массу одного моля эквивалента вещества называют молярной массой эквивалента вещества (М_э), измеряют в г/моль и рассчитывают по формулам:

М_э=m/n_э; М_э=f_э*М,

где М – молярная масса вещества, г/моль; ν_э – количество эквивалента вещества, моль.

Для расчета молярной массы эквивалента вещества можно использовать следующие формулы:

1. Для простого вещества:

М_э=М_А/В,

где М_А – молярная масса атомов данного вещества; В – валентность атома, например, М_э(Al)=27/3=9 г/моль.

2. Для сложного вещества:

М_э=М/В*n,

где В – валентность функциональной группы; n – число функциональных групп в формуле молекулы вещества.

Для кислот функциональной группой является ион водорода, для оснований – ион гидроксила, для солей – ион металла, для оксидов – оксидообразующий элемент.

М_{э кислоты}=М_{кислоты}/основность кислоты.

Основность кислоты определяется числом протонов, которое отдает молекула кислоты, реагируя с основанием. Например, М_э(H₂SO₄)=98/2=49 г/моль.

М_{э основания} = М_{основания}/кислотность основания.

Кислотность основания определяется числом протонов, присоединяемых молекулой основания при взаимодействии его с кислотой. Например, М_э(NaOH)=40/1=40 г/моль.

М_{э соли}=М_соли/(число атомов металла*валентность металла).

Например, М_э(Al₂(SO₄)₃)=342/(2*3)=57 г/моль.

М_{э оксида}=М_оксида/(число атомов оксидообразующего элемента * валентность элемента).

Например, М_э(Al₂O₃)=102/(2*3)=17 г/моль.

В общем случае молярная масса эквивалента химического соединения равна сумме молярных масс эквивалентов составляющих его частей.

3. Для окислителя, восстановителя:

М_э=М/Z,

где Z – эквивалентное число.

Как известно, моль любого газа при нормальных условиях (Т=273,15 К, Р=101,325 кПа или 760 мм рт. ст.) занимает объем, равный 22,4 л; этот объем называется молярным объемом V_м. Исходя из этой величины, можно рассчитать объем одного моля эквивалента газа (V_э, л/моль) при нормальных условиях. Например, для водорода Э(Н₂)=1/2Н₂, моль эквивалента водорода в два раза меньше его моля молекул и поэтому объем одного моля эквивалента водорода также в два раза меньше его молярного объема: 22,4 л/2=11,2 л. Для кислорода Э(О₂)=1/4 О₂, отсюда объем одного моля эквивалента кислорода в четыре раза меньше его молярного объема: 22,4 л/4=5,6 л.

В общем случае

V_э=f_э*V_м.

Основные законы химии

масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции. 2. Закон постоянства состава. Имеет различные формулировки:

Общие положения

Ядра атомов включают два вида элементарных частиц: протоны и нейтроны. Основные характеристики электрона, протона и нейтрона приведены в табл. 2.1. … Таблица 2.1

Развитие представлений о строении атома

Конец 19 и начало 20 веков характеризуется новыми открытиями в физике и химии, изменившими взгляд на атом, как на неизменимую частицу,… Сюда относится, прежде всего, открытие электрона английским физиком Томсоном в… Примерно в начале ХХ в. исследования ряда явлений (излучений раскалённых тел, фотоэффект, атомные спектры) привели к…

Модель состояния электрона в атоме

Согласно квантовой механике, невозможно точно определить энергию и положение электрона, поэтому используют вероятностный подход для характеристики… Быстро движущийся электрон, обладающий свойствами волны, может находиться в… Электронное облако – это квантово – механическая модель движения электрона в атоме.

Квантовые числа

Главное квантовое число n определяет энергию электрона на энергетическом уровне и размер атомной орбитали. Оно может принимать целочисленные… Энергия электрона, главным образом, зависит от расстояния электрона от ядра:… Состояние электрона, характеризующееся определённым значением главного квантового числа, принято называть…

Электронные конфигурации (формулы) элементов

Например, электронная конфигурация водорода 1H-1s1, лития - 3Li – 1s2 2s1, титана 22Ti – 1s22s22p6 3s23p64s23d2. Очень часто структуру электронных оболочек изображают с помощью квантовых ячеек – это так называемые графические…

Порядок заполнения электронами уровней, подуровней, орбиталей в многоэлектронных атомах

1) принцип наименьшей энергии; 2) правило Клечковского; 3) принцип запрета Паули;

Электронные семейства элементов

1. s – элементы; заполняется электронами s – подуровень внешнего уровня. К ним относятся первые два элемента каждого периода. Валентными1 являются… 2. p – элементы; заполняется электронами р – подуровень внешнего уровня. Это… 3. d – элементы; заполняется электронами d – подуровень второго снаружи уровня, а на внешнем уровне – один или два…

Понятие об электронных аналогах

; . Элементы с одинаковым строением внешнего и предвнешнего энергетических уровней называют полными электронными…

Периодический закон и периодическая система элементов Д.И. Менделеева

Графическим выражением этого закона стала созданная им периодическая система элементов. В настоящее время известно несколько сотен вариантов периодической системы… Развитие учения о строении атома вскрыло глубокий физической смысл периодического закона. Как было доказано, свойства…

Структура периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева

Химические элементы по структуре невозбужденных атомов подразделяются на естественные совокупности, что отражено в периодической системе в виде… Период представляет собой последовательный ряд элементов, в атомах которых… Различие в последовательности заполнения электронных слоев (внешних и более близких к ядру) объясняет причину…

Периодическая система Д.И. Менделеева и электронная структура атомов

Таблица 2.2 Электронные конфигурации элементов первых двух периодов Атомный… Первый период состоит из двух элементов: водорода и гелия (Z=2). Оба элемента являются s-элементами. Атомом гелия…

Периодичность свойств элементов

Атомный радиус. Атомы и ионы не имеют строго определенных границ вследствие волновой природы электронов. Поэтому введены два условных понятия… - эффективный; - орбитальный.

Основные понятия и определения

Учение о химической связи находится в центре внимания современной химии. Это и понятно, т. к. химические реакции есть не что иное, как перестройка химических связей в реагирующих частицах. Свойства вещества определяются его составом, а также типом химических связей, объединяющих атомы в молекулы, ионы, или свободные радикалы. Основополагающий вклад в учение о строении химических соединений внес русский химик А. М. Бутлеров.

Химическая связь – это сложные протонно-электронные взаимодействия атомов, которые приводят к образованию молекул простых или сложных веществ или кристаллов.

Признак химической связи – устойчивость образовавшейся молекулы.

Причина устойчивости – понижение полной энергии системы (суммы кинетической и потенциальной энергии) при образовании молекулы из атомов по сравнению с системой отдельных атомов.

В соответствии с современными представлениями, химическая связь образуется в результате электростатического притяжения взаимодействующих частиц и квантово-механического взаимодействия внешних валентных электронов реагирующих атомов. То есть природа химической связи едина – это взаимодействие электрических полей, образуемых электронами и ядрами атомов, участвующих в создании молекулы.

Основные характеристики химической связи:

1.Энергия связи, Е_св, определяет ее прочность – это количество энергии, которое нужно затратить на ее разрыв или количество энергии, выделяемое при образовании молекулы из атомов. Единица измерения энергии связи – кДж/моль (эВ/моль). Энергия химической связи изменяется в интервале 40 ÷ 400 кДж/моль.

2. Длина связи, ℓ, - расстояние между центрами двух атомов, образующих молекулу. Измеряется в м (нм) или .

Ниже приведены характеристики некоторых химических связей:

Связь	Есв, кДж/моль	ℓ,
H – H Cl – Cl Br – Br I – I H – Cl H – Br H - I	435,1 238,9 190,3 152,7 431,0 366,0 299,5	0,74 1,99 2,28 2,67 1,28 1,41 1,60

3. Валентный угол – угол между прямыми, соединяющими центры ядер атомов в молекуле. Валентными углами определяется пространственное строение молекул. Величины валентных углов зависят от природы атомов и характера связи. Так, простые двухатомные молекулы типа А₂ и АВ имеют линейную структуру: их валентные углы равны 180º, т. е. А – А и А – В.

Трехатомные и более сложные молекулы могут обладать различными конфигурациями. Так, 3 – атомная молекула АВ₂ может иметь 2 формы: линейная, валентный угол равен 180º; уголковая, валентный угол равен Θ

 

По характеру распределения электронной плотности в веществе различают три основных типа химической связи: ковалентную, ионную и металлическую. В «чистом» виде перечисленные типы связи проявляются редко. В большинстве соединений имеет место наложение разных типов связи. Кроме того, между молекулами возникает водородная химическая связь и происходят вандерваальсовы взаимодействия.

Правило октета. В результате образования химической связи атомы могут приобретать такую же конфигурацию, как у благородных газов, которые (за исключением гелия) имеют на внешней оболочке восемь (октет) электронов. Стремление к созданию такой устойчивой электронной конфигурации получило название правило октета. Это справедливо как для ионной, так и ковалентной связей.

Обозначение химической связи. Электроны внешней оболочки, участвующие в образовании химической связи, могут изображаться точками (формула Льюиса), а связи – черточками. Например:

Молекула
Связь
Формула Льюиса
Название связи	Простая ковалентная	Двойная ковалентная	Тройная ковалентная

В настоящее время известны два метода количественного описания химической связи:

1. Метод валентных связей (МВС).

2. Метод молекулярных орбиталей (ММО).

Теория метода валентных связей

Основные положения метода валентных связей: 1. Химическая связь образуется двумя валентными электронами различных атомов… Основатели метода валентных связей Гейтлер и Лондон (1927г.) рассчитали потенциальную энергию системы, состоящей из…

Ковалентная связь

Идея об образовании химической связи с помощью пары электронов, принадлежащих обоим соединяющимся атомам, была высказана в 1916г американским физико… Ковалентная связь существует между атомами как в молекулах, так и в… Различают два механизма образования ковалентной связи:

Насыщаемость ковалентной связи

Валентность.Валентность элемента (В) - его способность к образованию химических связей. В представлении МВС численное значение валентности… Согласно обменному механизму метода ВС каждый атом отдает на образование общей… При образовании химической связи атом может переходить в возбужденное состояние в результате разъединения пары (или…

Направленность ковалентной связи

Согласно МВС наиболее прочные химические связи возникают в направлении максимального перекрывания атомных орбиталей. Поскольку атомные орбитали… В зависимости от направления перекрывания атомных орбиталей различают σ… Связь, образованная перекрыванием АО по линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов, называется σ – связью.…

Полярность и поляризуемость химической связи

Ковалентная связь с несимметричным распределением обобществленной электронной плотности называется полярной ковалентной связью. Если связь образована атомами разной природы и один из атомов сильнее… Например, образование молекулы хлорида водорода НСl можно представить схемой:

Полярность молекул (типы ковалентных молекул)

Молекулы могут быть полярными и неполярными в зависимости от характера распределения электронной плотности молекулы. Полярность молекул… Например, молекула СО2 имеет симметричное линейное строение: .

Ионная связь

Связь, которая осуществляется в результате образования и электростатического взаимодействия противоположно заряженных ионов, называется ионной. Например, ионная связь возникает между цезием и фтором, разница ЭО у которых… Ионная связь характеризуется:

Металлическая связь

Атомы большинства металлов на внешнем энергетическом уровне содержат небольшое число валентных электронов по сравнению с общим числом внешних… Элементы – металлы образуют простые вещества. В обычных условиях это… На рис. 3.17 представлена схема кристаллической решетки металла натрия. В ней каждый атом натрия окружен восемью…

Классификация веществ

Все вещества делятся на простые (элементарные) и сложные. Простые вещества состоят из одного элемента, сложные – из двух и более элементов. Простые вещества разделяются на металлы и неметаллы.

Металлы имеют характерный «металлический» блеск, обладают ковкостью, тягучестью, могут прокатываться в листы или вытягиваться в проволоку, обладают хорошей теплопроводностью и электрической проводимостью. При комнатной температуре все металлы (кроме ртути) находятся в твердом состоянии.

Неметаллы не обладают характерным для металлов блеском, хрупки, очень плохо проводят теплоту и электричество. Некоторые из них при обычных условиях газообразны.

Сложные вещества делят на органические и неорганические (минеральные). Органическими принято называть соединения углерода, за исключением простейших соединений углерода (CO, CO₂, H₂CO₃, HCN и их солей и др.); все остальные вещества называются неорганическими.

Сложные неорганические соединения классифицируются как по составу, так и по химическим свойствам (функциональным признакам). По составу они, прежде всего, подразделяются на двухэлементные, или бинарные, соединения (оксиды, сульфиды, галогениды, нитриды, карбиды, гидриды) и многоэлементные соединения; кислородсодержащие, азотсодержащие и т. п.

По химическим свойствам неорганические соединения подразделяются на четыре основных класса: оксиды, кислоты, основания, соли.

Оксиды

Оксидами называются сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород (Cr₂O₃, K₂O, CO₂ и т. д.). Кислород в оксидах всегда двухвалентен и имеет степень окисления, равную -2.

По химическим свойствам оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие (безразличные: CO, NO, N₂O). Солеобразующие оксиды подразделяются на основные, кислотные и амфотерные.

Основными называются оксиды, взаимодействующие с кислотами или кислотными оксидами, с образованием солей:

CuO + 2HCl=CuCl₂ + H₂O,

MgO + CO₂ = MgCO₃.

Образование основных оксидов характерно для металлов с невысокой степенью окисления (+1, +2).

Оксиды щелочных (Li, Na, K, Rb, Cs) и щелочноземельных металлов (Ca, Sr, Ba, Ra) взаимодействуют с водой, образуя основания. Например:

Na₂O + H₂O = 2NaOH,

CaO + H₂O = Ca(OH)₂.

Большая часть основных оксидов с водой не взаимодействует. Основания таких оксидов получают косвенным путем:

a) CuO + 2HCl=CuCl₂ + H₂O;

б) CuCl₂ + 2KOH = Cu(OH)₂ +2KCl.

Кислотными называются оксиды, взаимодействующие с основаниями или с основными оксидами с образованием солей. Например:

SO₃ + 2KOH = K₂SO₄ + H₂O,

CaO + CO₂ = CaCO₃.

К кислотным оксидам относятся оксиды типичных неметаллов -SO₂, N₂O₅, SiO₂, CO₂ и др., а также оксиды металлов с высокой степенью окисления (+5,+6,+7, +8)-V₂O₅ , CrO₃ , Mn₂O₇ и др .

Ряд кислотных оксидов (SO₃ , SO₂ , N₂O_{3 ,} N₂O₅ , CO₂ и др.) при взаимодействии с водой образуют кислоты:

SO ₃ + H₂O = H₂SO₄,

N₂O₅ + H₂O = 2HNO₃.

Соответствующие кислоты других кислотных оксидов (SiO₂ , TeO₂ , TeO₃ , MoO₃ , WO₃ , и др. ) получают косвенным путем. Например:

а) SiO₂ + 2NaOH = Na₂SiO₃ + H₂O

б) Na₂SiO₃ +2HCl= H₂SiO₃ + 2NaCl

Один из способов получения кислотных оксидов – отнятие воды от соответствующих кислот. Поэтому кислотные оксиды иногда называют ангидридами кислот.

Амфотерными называют оксиды, образующие соли при взаимодействии, как с кислотами, так и с основаниями, т. е. обладающие двойственными свойствами – свойствами основных и кислотных оксидов. Например:

SnO + H₂SO₄ = SnSO₄ + H₂O,

SnO + 2KOH + H₂O = K₂ [Sn(OH)₄],

ZnO + 2KOH = K₂ZnO₂ + H₂O[3].

К числу амфотерных оксидов относятся: ZnO, BeO, SnO, PbO, Al₂O₃, Cr₂O₃, Fe₂O₃, Sb₂O₃, MnO₂ и др.

Следует отметить, что в соответствии с изменением химической природы элементов в периодической системе элементов (от металлов к неметаллам) закономерно изменяются и химические свойства соединений, в частности, кислотно-основная активность их оксидов. Так, в случае высших оксидов элементов 3 периода в ряду: Na₂O, MgO, Al₂O₃, SiO₂, P₂O₅, SO₃, Cl₂O₇ - по мере уменьшения степени полярности связи Э-О (уменьшается DЭО; уменьшается отрицательный эффективный заряд атома кислорода) ослабляются основные и нарастают кислотные свойства оксидов: Na₂O, MgO - основные оксиды; Al₂O₃ – амфотерный; SiO₂, P₂O₅, SO₃, Cl₂O₇ - кислотные оксиды (слева направо кислотный характер оксидов усиливается).

Способы получения оксидов:

1. Взаимодействие простых веществ с кислородом (окисление):

4Fe + 3O₂ = 2Fe₂O₃,

S + O₂ = SO₂.

2. Горение сложных веществ:

CH₄ + 2O₂ = CO₂ + 2H₂O,

2SO₂ + O₂ = 2SO₃.

3. Термическое разложение солей, оснований, кислот:

CaCO₃ ® CaO + CO₂,

Cd(OH)₂ ® CdO + H₂O,

H₂SO₄ ® SO₃ + H₂O.

Номенклатура оксидов.Названия оксидов строятся из слова “оксид” и названия элемента в родительном падеже, который соединен с атомами кислорода. Если элемент образует несколько оксидов, то в скобках римскими цифрами указывается его степень окисления (с.о.), при этом знак с. о. не указывается. Например, MnO₂ – оксид марганца (IV), MnO – оксид марганца (II). Если элемент образует один оксид, то его с. о. не приводится: Na₂O – оксид натрия.

Иногда в названиях оксидов встречаются приставки ди-, три-, тетра- и т.д. Они обозначают, что в молекуле этого оксида на один атом элемента приходится 2,3,4 и т.д. атома кислорода, например, CO₂ – диоксид углерода и т.д.

Гидроксиды

Свойства и характер гидроксидов также находятся в зависимости от заряда ядра центрального атома (условное обозначение Э) и его радиуса, т.е. от… Если энергия связи EO - H << EЭ - О, то диссоциация гидроксида протекает… ЭОН Û ЭО- + H+

Кислоты

Кислоты классифицируют по их силе (по способности к электролитической диссоциации – на сильные и слабые), по основности (по числу атомов водорода в… Химические свойства кислот: 1. Взаимодействие с основаниями с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):

Основания

Основания классифицируют по их силе (по способности к электролитической диссоциации – на сильные и слабые), по кислотности (по количеству… Химические свойства оснований: 1. Взаимодействие с кислотами:

Соли

С точки зрения теории электролитической диссоциации соли - это вещества, диссоциирующие в растворах или в расплавах с образованием положительно заряженных ионов, отличных от ионов водорода, и отрицательно заряженных ионов, отличных от гидроксид – ионов.

Соли рассматривают обычно как продукты полного или частичного замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами металла или продукты полного или частичного замещения гидроксогрупп в молекуле основания кислотными остатками. При полном замещении получаются средние (или нормальные) соли, диссоциирующие в растворах или в расплавах с образованием катионов металлов и анионов кислотных остатков (исключение – соли аммония). При неполном замещении водорода кислоты получаются кислые соли, при неполном замещении гидроксогрупп основания – основные соли. Диссоциация кислых и основных солей рассматривается в разделе 8. Кислые соли могут быть образованы только многоосновными кислотами (H₂SO₄, H₂SO₃, H₂S,H₃PO₄ и т. д.), а основные соли – многокислотными основаниями (Mg (OH)₂,Ca (OH)₂, Al (OH)₃ и т. д.).

Примеры образования солей:

Ca (OH)₂ + H₂SO₄ = CaSO₄ + 2H₂O,

CaSO₄ (сульфат кальция) – нормальная (средняя) соль;

H₂SO₄ + NaOH = NaHSO₄ + H₂O,

NaHSO₄ (гидросульфат натрия) – кислая соль, полученная в результате недостатка взятого основания;

Cu (OH)₂ + HCl = CuOHCl + H₂O,

CuOHCl (хлорид гидроксомеди (II)) – основная соль, полученная в результате недостатка взятой кислоты.

Химические свойства солей:

I. Соли вступают в реакции ионного обмена, если при этом образуется осадок, слабый электролит или выделяется газ:

с щелочами реагируют соли, катионам металлов которых соответствуют нерастворимые основания:

CuSO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + Cu (OH)₂↓;

с кислотами взаимодействуют соли:

а) катионы которых образуют с анионом новой кислоты нерастворимую соль:

BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄↓ + 2HCl;

б) анионы которой отвечают неустойчивой угольной или какой-либо летучей кислоте (в последнем случае реакция проводится между твердой солью и концентрированной кислотой):

Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂O + CO₂↑,

NaCl_тв + H₂SO_4конц = NaHSO₄ + HCl↑;

в) анионы которой отвечают малорастворимой кислоте:

Na₂SiO₃ + 2HCl = H₂SiO₃↓ + 2NaCl;

г) анионы которой отвечают слабой кислоте:

2CH₃COONa + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2CH₃COOH;

cоли взаимодействуют между собой, если одна из образующихся новых солей нерастворима или разлагается (полностью гидролизуется) с выделением газа или осадка:

AgNO₃ + NaCl = NaNO₃+ AgCl↓,

2AlCl₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O = 2Al (OH)₃↓ + 6NaCl + 3CO₂.

II. Соли могут вступать во взаимодействие с металлами, если металл, которому соответствует катион соли, находится в“Ряду напряжений “правее реагирующего свободного металла (более активный металл вытесняет менее активный металл из раствора его соли):

Zn + CuSO₄ = ZnSO₄ + Cu.

III. Некоторые соли разлагаются при нагревании:

CaCO₃ = CaO + CO₂.

IV. Некоторые соли способны реагировать с водой и образовывать кристаллогидраты:

CuSO₄ + 5H₂O = CuSO₄٭ 5H₂O ΔH<0

белого цвета сине-голубого цвета

Выделение теплоты и изменение цвета – признаки химических реакций.

V. Соли подвергаются гидролизу. Подробно этот процесс будет описан в разделе 8.10.

VI. Химические свойства кислых и основных солей отличаются от свойств средних солей тем, что кислые соли вступают также во все реакции, характерные для кислот, а основные соли вступают во все реакции, характерные для оснований. Например:

NaHSO₄ + NaOH= Na₂SO₄ + H₂O,

MgOHCl + HCl = MgCl₂ + H₂O.

Получение солей:

1. Взаимодействие основного оксида с кислотой :

CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O.

2. Взаимодействие металла с солью другого металла:

Mg + ZnCl₂ = MgCl₂ + Zn.

3. Взаимодействие металла с кислотой:

Mg + 2HCl = MgCl₂ + H₂.

4. Взаимодействие основания с кислотным оксидом:

Ca(OH)₂ + CO₂ = CaCO₃ + H₂O.

5. Взаимодействие основания с кислотой:

Fe(OH)₃ + 3HCl= FeCl₃ + 3H₂O.

6. Взаимодействие соли с основанием:

FeCl₂ + 2KOH = Fe(OH)₂ ¯ + 2KCl.

7. Взаимодействие двух солей:

Ba(NO₃)₂ + K₂SO₄ = BaSO₄ ¯ + 2KNO₃.

8. Взаимодействие металла с неметаллом:

2K + S = K₂S.

9. Взаимодействие кислоты с солью:

CaCO₃ + 2HCl = CaCl₂ + H₂O + CO₂.

10. Взаимодействие кислотного и основного оксидов:

CaO + CO₂ = CaCO₃.

Номенклатура солей.Согласно международным номенклатурным правилам, названия средних солей образуются из названия кислотного остатка в именительном падеже и названия металла в родительном падеже с указанием в скобках римскими цифрами его степени окисления (если это величина переменная). Название кислотного остатка состоит из корня латинского наименования кислотообразующего элемента, соответствующего окончания и в некоторых случаях приставки.

Кислотные остатки бескислородных кислот получают окончание ид. Например: SnS – сульфид олова (II), Na₂Se – селенид натрия. Окончания названий кислотных остатков кислородсодержащих кислот зависят от степени окисления кислотообразующего элемента. Для высшей его степени окисления (“-ная “ или “-овая “ кислота) применяется окончание -ат. Например, соли азотной кислоты HNO₃ называются нитратами, серной кислоты H₂SO₄ - сульфатами, хромовой кислоты H₂CrO₄ – хроматами. Для более низкой степени окисления кислотообразующего элемента (“...истая кислота “) применяется окончание ит. Так, соли азотистой кислоты HNO₂ называются нитритами, сернистой кислоты H₂SO₃ – сульфитами. Если существует кислота с еще более низкой степенью окисления кислотообразующего элемента (“-оватистая кислота “ ), ее анион получает приставку гипо- и окончание -ит. Например, соли хлорноватистой кислоты HClО называют гипохлоритами.

Соли некоторых кислот в соответствии с исторически сложившейся традицией сохранили названия, отличающиеся от систематических. Так, соли марганцовой кислоты HMnO₄ называют перманганатами, хлорной кислоты HClO₄ – перхлоратами, йодной кислоты HIO₄ – периодатами. Соли марганцовистой кислоты H₂MnO₄, хлорноватой HClO₃ и йодноватой HIO₃ кислот называют соответственно манганатами, хлоратами и йодатами.

Названия кислых и основных солей образуются по тем же общим правилам, что и названия средних солей. При этом название аниона кислой соли снабжают приставкой гидро-, указывающей на наличие незамещенных атомов водорода; количество незамещенных атомов водорода указывают греческими числительными приставками. Например, Na₂HPO₄ – гидроортофосфат натрия, NaH₂PO₄ – дигидроортофосфат натрия.

Аналогично катион основной соли получает приставку гидроксо-, указывающую на наличие незамещенных гидроксогрупп. Число гидроксильных групп указывают греческим числительным. Например, Cr(OH)₂NO₃ – нитрат дигидроксохрома (III).

Названия важнейших кислот и их кислотных остатков приведены табл. 4.1.

Таблица 4.1

Названия и формулы кислот и их кислотных остатков

Название кислоты	Формула кислоты	Кислотный остаток	Название кислотного остатка
Азотная	HNO3	NO3 ‾	нитрат
Азотистая	HNO2	NO2 ‾	нитрит
Бромоводородная	HBr	Br ‾	бромид
Йодоводородная	HI	I ‾	йодид
Кремниевая	H2SiO3	SiO32¯	силикат
Марганцовая	HMnO4	MnO4¯	перманганат
Марганцовистая	H2MnO4	MnO42¯	манганат
Метафосфорная	HPO3	PO3¯	метафосфат
Мышьяковая	H3AsO4	AsO43¯	арсенат

 

Продолжение табл. 4.1

Мышьяковистая	H3AsO3	AsO33¯	арсенит
Ортофосфорная	H3PO4	PO43¯	ортофосфат (фосфат)
Пирофосфорная	H4P2O7	P2O74¯	пирофосфат (дифосфат)
Двухромовая	H2Cr2O7	Cr2O72¯	дихромат
Родановодородная	HCNS	CNS¯	роданид
Серная	H2SO4	SO42¯	сульфат
Сернистая	H2SO3	SO32¯	сульфит
Фосфористая	H3PO3	PO33¯	фосфит
Фтороводородная (плавиковая)	HF	F¯	фторид
Хлороводородная (соляная)	HCl	Cl¯	хлорид
Хлорная	HClO4	ClO4¯	перхлорат
Хлорноватая	HClO3	ClO3¯	хлорат
Хлористая	HClO2	ClO2¯	хлорит
Хлорноватистая	HClO	ClO¯	гипохлорит
Хромовая	H2CrO4	CrO42¯	хромат
Циановодородная (синильная)	HCN	CN¯	цианид

5. ЭНЕРГЕТИКА И НАПРАВЛЕННОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ (ЭЛЕМЕНТЫ ХИМИЧЕСКОЙ ТЕРМОДИНАМИКИ)

Эти вопросы входят в круг задач науки химической термодинамики, которая изучает взаимные превращения различных видов энергии в зависимости от условий протекания процесса, устанавливает количественные законы этих переходов, а также направление и пределы самопроизвольного протекания химических реакций при заданных условиях.

Основные понятия и определения.

Объект изучения в термодинамике – система. Под системой понимается тело или группа тел, состоящих из большого числа частиц и мысленно (или фактически) обособленных от окружающей среды. Различают гомогенные системы, они состоят из одной фазы; и гетерогенные, они состоят из двух или нескольких фаз.

Фаза – часть термодинамической системы, однородная во всех точках по составу и свойствам и отделенная от других частей системы поверхностью раздела.

Кроме того, системы делят на:

· открытые – те, которые обмениваются с окружающей средой и веществом и энергией;

· закрытые – те, которые обмениваются с окружающей средой энергией;

· изолированные – те, которые не обмениваются с окружающей средой ни веществом, ни энергией.

Переход системы из одного состояния в другое называется процессом.

Химическая система – частный случай термодинамической системы. Она может быть однофазной(гомогенной) или многофазной(гетерогенной). Пример: истинный раствор любой соли (NaCl, CuSO₄) – гомогенная система; насыщенный раствор любой соли с кристаллами (NaCl, CuSO₄) – гетерогенная система.

Для полного описания системы достаточно знать некоторое минимальное количество термодинамических свойств. Это параметры состояния системы: t, P, V, концентрация. Они связаны между собойфункцией состояния. В общем случае функцию состояния можно записать: f(t, P, V, n₁, …, n_i) = 0. Частный случай функции состояния: PV = nRT – уравнение состояния n молей идеального газа.

Функцией состояния называется параметрическое изменение, которое зависит от начального и конечного состояния системы и не зависит от пути процесса. В соответствии с определением изменение функции состояния не зависит от пути и способа перехода системы из одного состояния в другое и определяется разностью значений функций в этих состояниях, т.е.:

 

Δf = f_кон. – f_нач. = f ₂ – f ₁.

К важнейшим функциям состояния, характеризующим химические системы, относятся:

· внутренняя энергия, U;

· энтальпия, Н;

· энтропия, S;

· свободная энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал), G;

· свободная энергия Гельмгольца (изохорно-изотермический потенциал), F.

Внутренняя энергия – общий запас энергии системы за вычетом кинетической энергии системы и потенциальной энергии ее положения. Она складывается из кинетической и потенциальной энергии молекул, атомов, атомных ядер и электронов, из энергии их взаимодействия между собой, энергии связей атомов, атомных ядер и электронов, из энергии их взаимодействия между собой, энергии связей атомов в молекулах и т.д. Обозначается: U, измеряется в кДж, кДж/моль.

Абсолютное значение внутренней энергии измерить невозможно, но можно измерить ее изменение (DU = U₂ – U₁) при переходе из одного состояния в другое. D U считается положительной (DU > 0), если при протекании какого-либо процесса внутренняя энергия возрастает, и отрицательной (DU < 0), если при протекании какого-либо процесса она уменьшается.

Известны две формы передачи энергии от одной системы к другой: упорядоченную форму передачи энергии называют работой (А), а неупорядоченную – теплотой (Q).

Работа является мерой энергии, переданной от одного тела к другому за счет перемещения масс под действием каких-либо сил.

Теплота – мера энергии, переданная от одного тела к другому за счет разницы температур этих тел. Эта форма передачи энергии связана с хаотичным движением молекул соприкасающихся тел; при соударении молекулы более нагретого тела передают энергию молекулам менее нагретого тела. Переноса вещества при этом не происходит. И теплота, и работа измеряются в кДж.

В химической термодинамике считают положительными теплоту,подводимую к системе, и работу, которую система совершает против внешних сил. Внутреннюю энергию системы можно изменить: 1) совершив какую-либо работу над системой; 2) сообщив системе какое-то количество теплоты.

Внутренняя энергия является функцией состояния системы: ее изменение не зависит от пути и способа перехода системы из одного состояния в другое и определяется начальным и конечным состоянием, т.е.

DU = U₂ – U₁. (1)

Теплота (Q) и работа (А) функциями состояния системы не являются, т.е. количество поглощенной (или выделенной) в процессе теплоты и совершенной работы зависит от пути проведения процесса.

Первый закон термодинамики

Q = DU + A, или для бесконечно малого изменения dQ = dU + dA . (2)

Тепловой эффект химической реакции. Термохимия. Закон Гесса

Тепловым эффектом химической реакции называется теплота, выделяемая или поглощаемая в результате превращения исходных веществ в количествах,… Независимость теплоты химической реакции от пути процесса при р = const и Т =… Закон составляет теоретическую основу термохимии, т.е. раздела химической термодинамики, в котором вычисляются…

Энтропия

Процессы, протекающие без подвода энергии от внешнего источника, называются самопроизвольными. Например: падение камня с высоты, переход тепла от… Многие химические процессы также протекают самопроизвольно, например,… Частицам (молекулам, атомам, ионам) присуще стремление к беспорядочному движению, поэтому система стремится перейти из…

Свободная энергия Гиббса

G = H – TS. (9) Абсолютное значение измерить невозможно, поэтому используется изменение… DG = DH – TDS. (10)

Свободная энергия Гельмгольца

DF = DU – TDS. Знак изменения свободной энергии Гельмгольца DF и ее величина при V = const… · если в химическом процессе происходит снижение свободной энергии Гельмгольца, т.е. D F < 0, процесс может…

Основные понятия химической кинетики

Химическая кинетика – раздел химии, изучающий скорости и механизмы химических реакций.

Различают гомогенные и гетерогенные химические реакции:

· гомогенные реакции протекают в однородной среде во всем объеме системы (это реакции в растворах, в газовой фазе);

· гетерогенные реакции протекают в неоднородной среде, на границе раздела фаз (горение твердого или жидкого вещества).

Основным понятием химической кинетики является понятие о скорости химической реакции. Под скоростью химической реакции понимается число элементарных актов взаимодействия в единицу времени в единице объема (если реакция гомогенная) или число элементарных актов взаимодействия в единицу времени на единицу поверхности раздела фаз (если реакция гетерогенная).

Скорость реакции характеризуют изменением концентрации какого-либо из исходных веществ или конечных продуктов реакции в единицу времени и выражают: для гомогенных реакций – моль/л·с (моль/м³·с и т.д.), для гетерогенных – моль/см²·с (моль/м²·с).

Различают среднюю и истинную (мгновенную) скорость реакции. Из зависимостей, представленных на рис. 6.1, следует: при химическом взаимодействии концентрация каждого из исходных веществ (кривая 1) уменьшается во времени (С₂<С₁, DС<0), а концентрация каждого из продуктов реакции (кривая 2) возрастает (С`<sub>2</sub>>С`₁, DС>0). Следовательно, среднюю скорость (V_ср) в интервале времени t₁ ÷ t₂ можно выразить следующим образом:

V_ср =± (С₂ – С₁)/(t₂ - t₁) = ± DС/Dt. (1)

Средняя скорость является грубым приближением, т.к. в интервале времени t₁ ÷ t₂ она не остается постоянной. Истинная или мгновенная скорость в момент времени t (V) определяется следующим образом:

V = lim (± DС/D t) = ± dС/dt = ± С'_t = tg a, (2)

Dt ®0

т.е. мгновенная скорость химической реакции равна первой производной от концентрации одного из веществ по времени и определяется как tg угла наклона касательной к кривой С_А = f (t) в точке, соответствующей данному моменту времени t: dС/dt = tga.

Скорость химической реакции зависит от различных факторов:

- природы реагирующих веществ;

- их концентрации;

- температуры протекания процесса;

- присутствия катализатора.

Рассмотрим более подробно влияние каждого из перечисленных факторов на скорость химической реакции.

Влияние природы реагирующих веществ

Например, взаимодействие натрия и меди с кислородом протекает в соответствии с уравнениями реакций:

1. 4Na + O₂ = 2Na₂O;

2. 2Cu +O₂ = 2CuO.

Первый процесс протекает со скоростью V₁, второй – V₂, причем, V₁ >> V₂.

Закон действующих масс

Для химической реакции, протекающей по уравнению, записанному в общем виде аА + bВ = сС + dD, (3) математическое выражение закона действующих масс, называемое кинетическим уравнением химической реакции, имеет вид

Примеры.

1. Записать математическое выражение закона действующих масс для гомогенной реакции:

2NO_(г) + O_2(г) = 2NO_2(г).

Решение:

V = k·С_NO²·С_O2 или V = k·Р_NO²·Р_O2.

2. Как изменится скорость химической реакции:

2NO_(г) + Сl_2(г) = 2NOCl_(г),

если концентрацию первого реагирующего вещества увеличить в 3 раза?

Решение: до изменения условий скорость данной химической реакции выражалась уравнением

V = k · С_NO²·С_Cl.

Концентрации веществ и скорость химической реакции при изменении условий выделим штрихом ( ' ). При изменении условий: С'_NO = 3· С_NO, тогда

V' = k ·(С'_NO)²· С_Cl= k ·(3· С_NO)²· С_Cl= 9· k · С_NO²· С_Cl.

Найдем, во сколько раз изменилась скорость химической реакции при увеличении концентрации первого реагирующего вещества в 3 раза:

Ответ: скорость химической реакции увеличится в 9 раз.

3. Как изменится скорость химической реакции:

2S_(тв.) + 3О_2(г.) = 2SO_3(г.),

если давление в системе уменьшить в 2 раза?

Решение: до изменения условий (уменьшение давления) скорость данной гетерогенной химической реакции выражалась уравнением

V = k · (С_O)³ = k · (Р_O)³.

После уменьшения давления в системе в 2 раза парциальное давление кислорода, как и его молярная концентрация, также уменьшается в 2 раза: Р'_O= 1/2 Р_O, тогда

V' = k · (Р'_O)³ = k ·(1/2Р_O)³ = 1/8 k ·(Р_O)³;

отсюда

Ответ: скорость химической реакции уменьшится в 8 раз.

Зависимость скорости химической реакции от температуры

Правило Вант-Гоффа:при увеличении температуры на каждые 100 скорость химической реакции возрастает в 2-4 раза. Математически это запишется следующим образом: (7)

Исходные вещества Активированный комплекс Продукты реакции

В общем случае для химической реакции А + В = С +Д переход от исходных веществ А и В к продуктам реакции С и Д через состояние активного комплекса А…     Обычно реакции между веществами с прочными ковалентными связями характеризуются большими значениями ЕА и идут…

Влияние катализатора

Вещества, изменяющие скорость химической реакции, называются катализаторами (вещества, изменяющие скорость химических процессов в живых организмах –… Химические реакции, протекающие в присутствии катализатора, называются… Примеры:

Общие представления о химическом равновесии. Константа химического равновесия

Однако большинство реакций являются обратимыми, т.е. идущими в двух противоположных направлениях (прямом и обратном). Особенность таких реакций: они… 2NO + Cl2 Û 2NOCl; H2 + I2 Û 2HI;

Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье

Равновесие смещается в ту или иную сторону потому, что изменение условий по-разному влияет на скорости прямой и обратной реакций. Равновесие… В общем случае направление смещения равновесия определяется принципом Ле… Смещение равновесия может быть вызвано:

Фазовые равновесия. Правило фаз Гиббса

К ним относятся равновесия в процессах испарения, плавления, конденсации и т.п. Фазовые равновесия, как и химические, характеризуются минимальным… Равновесие в гетерогенных системах зависит от давления, температуры и… Прежде чем сформулировать правило фаз Гиббса, определим некоторые понятия.