Коляда Л.Г., Одуд З.З., Бодьян Л.А. Общая и неорганическая химия. Учебное пособие - файл n1.doc

приобрести
Коляда Л.Г., Одуд З.З., Бодьян Л.А. Общая и неорганическая химия. Учебное пособие
скачать (1040.5 kb.)
Доступные файлы (1):
n1.doc1041kb.08.09.2012 21:12скачать

n1.doc

  1   2   3   4   5   6
Министерство образования и науки Российской федерации

Федеральное агентство по образованию

ГОУ ВПО «Магнитогорский государственный

технический университет» им. Г.И. Носова


Одуд З.З.

Коляда Л.Г.

Бодьян Л.А.
ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
Утверждено Редакционно-издательским советом университета в качестве учебного пособия


Магнитогорск

2006

УДК 54


Рецензенты:


Коляда Л.Г., Одуд З.З., Бодьян Л.А.

Общая и неорганическая химия: Учеб. пособие. - Магнитогорск: МГТУ, 2006.

ISBN 5-89514-422-5

Пособие предназначено для студентов-заочников инженерно-технических (нехимических) специальностей высших учебных заведений, изучающих дисциплины «Химия» и «Неорганическая химия».

УДК 54


ISBN 5-89514-422-5 © Коляда ДЛ.Г., Одуд З.З., Бодьян Л.А., 2006

© МГТУ им. Г.И.Носова, 2006


СОДЕРЖАНИЕ
Общие методические указания.
1. Кислотно-основные свойства веществ

1.1. Оксиды

1.2. Кислоты

1.3. Основания

1.4. Соли

1.5. Генетическая связь между классами неорганических соединений …………………………………………………………………...
2. ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА

2.1. Тепловой эффект химической реакции

Контрольные вопросы

2.2. Направление химических реакций
3. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА: СКОРОСТЬ РЕАКЦИЙ И МЕТОДЫ ЕЕ РЕГУЛИРОВАНИЯ

Контрольные задания
4. ХИМИЧЕСКОЕ И ФАЗОВЫЕ РАВНОВЕСИЯ
5. РАСТВОРЫ. ДИСПЕРСНЫЕ СИСТЕМЫ

5.1. Концентрация растворов

Контрольные задания

5.2. Электролитическая диссоциация

Контрольные задания

5.3. Гидролиз солей

Контрольные задания

5.4. Произведение растворимости
6. ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ. СТРОЕНИЕ АТОМА.

Контрольные задания
7. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ. КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
8. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА ВЕЩЕСТВ
9. ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ СИСТЕМЫ

9.1. Электродный потенциал. Ряд напряжений. Гальванический элемент

Контрольные задания

9.2. Электролиз. Законы Фарадея

Контрольные задания

9.3. Коррозия металлов
ПРИЛОЖЕНИЕ

Библиографический список .

Общие методические указания
Основной вид учебных занятий студентов-заочников - самостоятельная работа над учебным материалом. В курсе химии он слагается из следующих элементов: изучение дисциплины по учебникам и учебным пособиям; выполнение лабораторного практикума и контрольных заданий; консультации; посещение лекций; сдача зачета по лабораторному практикуму; сдача экзамена по всему курсу.

Работа с книгой. Изучать курс рекомендуется по отдельным темам. При чтении темы необходимо усвоить все теоретические положения, математические зависимости, принципы составления уравнений реакций. Чтобы лучше усвоить изучаемый материал, надо в рабочую тетрадь заносить формулировки законов и основных понятий химии, формулы и уравнения реакций, математические зависимости и их выводы.

Изучение курса должно обязательно сопровождаться выполнением упражнений и решением задач.

Лекции. В помощь студентам читаются лекции по важнейшим разделам курса, которые составляют теоретический фундамент курса химии.

Лабораторный практикум. Студентам необходимо выполнить лабораторный практикум, чтобы приобрести навыки экспериментирования, исследовательский подход к изучению предмета, лучше усвоить теоретический материал.

Зачет. Выполнив лабораторный практикум студенты сдают зачет. Для сдачи зачета необходимо изложить ход выполнения опытов, объяснить результаты работы, сделать выводы, решить предложенные преподавателем задачи по данной теме.

Контрольные задания. В процессе изучения курса химии студент должен выполнить две контрольные работы. К выполнению контрольной работы можно приступить только после усвоения теоретического материала и решения типовых задач, приведенных в данном пособии или рекомендованной литературе. При решении задач нужно приводить весь ход решения и математические преобразования.

Контрольная работа должна быть аккуратно оформлена: для замечаний рецензента надо оставлять поля, задачи выполнять в том порядке, в каком они указаны в задании. Условия задач должны быть приведены полностью.

Работы должны быть представлены в университет на рецензирование. Если контрольная работа не зачтена, то в соответствии с указаниями рецензента надо повторно выполнить незачтенные задания. Исправления следует выполнять в этой же тетради.

Таблица вариантов контрольных работ приведена в конце пособия. Каждый студент выполняет вариант заданий, обозначенный двумя последними цифрами номера студенческого билета. Контрольная работа, выполненная не по своему варианту, преподавателем не рецензируется.

Консультации. В случае затруднений при изучении курса следует обращаться за консультацией к преподавателю, рецензирующему контрольные работы.

Экзамен. К сдаче экзамена допускаются студенты, которые выполнили контрольные задания, лабораторные работы и сдали зачет по лабораторному практикуму. Экзаменатору студенты предъявляют зачетную книжку и зачтенные контрольные работы.

1. КИСЛОТНО-ОСНОВНЫЕ СВОЙСТВА ВЕЩЕСТВ
1.1. Оксиды
Оксидами называются сложные вещества, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород.

Название оксида составляют из слова «оксид» и названия элемента в родительном падеже. Если элемент, образующий оксид, имеет постоянную степень окисления, то ее не указывают в названии оксида. Например, MgO – оксид магния, Al2O3 – оксид алюминия. Если элемент образует несколько оксидов, то после названия оксида в скобках римской цифрой указывают степень окисления элемента: SnO – оксид олова (II), SnO2 – оксид олова (IV).

По числу атомов кислорода в молекуле оксиды иногда называют: PbO2 – диоксид свинца, SO3 – триоксид серы.

Особую группу составляют пероксиды, которые содержат пероксидную группу –О–О–: Н2О2 – пероксид водорода, Na2О2 - пероксид натрия.

Оксиды делятся на несолеобразующие и солеобразующие.

Несолеобразующие оксиды (безразличные или индифферентные) – это оксиды, которым в качестве гидроксидов не соответствуют ни основания, ни кислоты. Например: СО, NO, N2O.

Солеобразующие оксиды делятся на основные, кислотные и амфотерные. Солеобразующие оксиды обладают способностью образовывать соли.
Основные оксиды
Основными называются оксиды, которым в качестве гидроксидов соответствуют основания:

К2О  КОН, СаО  Са(ОН)2.

Основные оксиды обычно образованы типичными металлами со степенями окисления:

+1: K2O, Li2O, Na2O, Rb2O, Cs2O, Cu2O, Ag2O, Tl2O;

+2: CaO, BaO, SrO, MnO, FeO, MgO, NiO, TiO;

+3: (иногда) Bi2O3, La2O3, Ti2O3.
Способы получения основных оксидов:

- окислением металлов

2Fe + O2 = 2FeO;

- разложением оснований и солей при нагревании

Ca(OH)2 = CaO + H2O;

MgCO3 = MgO + CO2?;

- оксиды серебра и ртути получают разложением их гидроксидов в момент образования:

2AgNO3 + 2NaOH = Ag2O + H2O + 2NaNO3;

Hg(NO3)2 + 2NaOH = HgO + H2O + 2NaNO3.
Химические свойства основных оксидов:

- взаимодействие с водой оксидов щелочных (Li, Na, K, Rb, Cs) и щелочноземельных металлов (Ca, Sr, Ba) с образованием щелочей:

СаО + Н2О = Са(ОН)2;

К2О + Н2О = 2КОН;

- взаимодействие с кислотами

MgO + H2SO4 = MgSO4 + H2O;

- взаимодействие с кислотными оксидами

ВаО + СО2 = ВаСО3.
Кислотные оксиды
Кислотными называются оксиды, которым в качестве гидроксидов соответствуют кислоты:

N2O5  HNO3; CO2  H2CO3.

Кислотные оксиды – это оксиды неметаллов (P2O5, B2O3, Cl2O7) и некоторых металлов, проявляющих высокие степени окисления:

+5, +6, +7 (Nb2O5, MoO3, Mn2O7).
Способы получения кислотных оксидов:

- окислением неметаллов и сложных веществ:

S + O2 = SO2;

CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O;

- разложением кислот и солей:

BaCO3 = BaO + CO2;

H2CO3 = H2O + CO2;


Химические свойства кислотных оксидов:

- взаимодействие с водой

P2O5 + 3H2O = 2H3PO4.

Некоторые кислотные оксиды с водой не взаимодействуют, например, SiO2;

- взаимодействие со щелочами

СО2 + Ва(ОН)2 = ВаСО3 + Н2О;

- взаимодействие с основными оксидами

СаО + СО2 = СаСО3.
Амфотерные оксиды
Амфотерными называются оксиды, которым в качестве гидроксидов соответствуют и основания, и кислоты, например

H2ZnO2  ZnO Zn(OH)2

кислота оксид цинка основание



H2[Zn(OH)4]

Амфотерные оксиды – это оксиды металлов со степенями окисления:

+2: BeO, ZnO, SnO, PbO, CuO, GeO;

+3: Al2O3, Sb2O3, Cr2O3, Fe2O3, Ga2O3;

+4: SnO2, PbO2, GeO2.

Амфотерные оксиды взаимодействуют:

- с кислотами и кислотными оксидами, проявляя основные свойства:

PbO + 2HNO3 = Pb(NO3)2 + H2O;

PbO + CO2 = PbCO3;

- со щелочами и основными оксидами, проявляя кислотные свойства:

Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O;

Al2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na[Al(OH)4];

Al2O3 + BaO = Ba(AlO2)2.


1.2. Кислоты
Кислоты – сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов водорода, способных замещаться на атомы металлов, и кислотных остатков.

По числу атомов водорода в молекуле кислоты определяют основность кислоты:

одноосновные кислоты: HCl, HNO3;

двухосновные кислоты: H2SO3, H2S;

трехосновные кислоты: H3PO4, H3AsO4.

По составу кислоты делят на бескислородные (HCN, H2S) и кислородсодержащие (HClO, H2SO4, H2CO3). Название бескислородной кислоты производится от названия соответствующего неметалла с добавлением слова «водородная»:

H2S – сероводородная кислота;

HF – фтороводородная (плавиковая) кислота;

HCl – хлороводородная (соляная) кислота;

H2Se – селеноводородная кислота;

HBr – бромоводородная кислота;

HJ – иодоводородная кислота.

При составлении названия кислородсодержащей кислоты учитываются степень окисления элемента, образующего кислоту. При наименовании кислородсодержащей кислоты к русскому корню названия элемента, образующего кислоту, прибавляются окончания –ная или –вая для высшей степени окисления, -истая – для более низкой. Например:

+5 +3

HNO3 – азотная кислота; HNO2 – азотистая кислота;

+6 +4

H2SO4 – серная кислота; Н2SO3 – сернистая кислота;

+7 +6

HMnO4 – марганцовая кислота; H2MnO4 – марганцовистая кислота;

+5 +3

H3AsO4 – мышьяковая кислота; H3AsO3 – мышьяковистая кислота.

Если элемент проявляет несколько степеней окисления, то по мере ее снижения окончания в наименовании кислоты меняются в следующей последовательности:

-ная, -оватая, -истая, -оватистая.

Например:

HClO4 – хлорная кислота;

HClO3 – хлорноватая кислота;

HClO2 – хлористая кислота;

HClO – хлорноватистая кислота.

Если элемент в одной и той же степени окисления образует две кислоты с различным числом молекул связанной воды, то к названию кислоты добавляется приставка мета- с меньшим числом молекул связанной воды, орто- - с максимальным:

H3PO3 – метафосфорная кислота; H3PO4 – ортофосфорная кислота;

НВО2 – метаборная кислота; Н3ВО3 – ортоборная кислота.
Способы получения кислот:

- бескислородные кислоты получают взаимодействием водорода с неметаллами (с последующим растворением в воде):

Cl2 + H2 = 2HCl;

H2 + S = H2S;

- взаимодействие кислотных оксидов с водой:

N2O5 + H2O = 2HNO3;

P2O5 + 3H2O = 2H3PO4;

- взаимодействие солей с кислотами (действием сильной или менее летучей кислоты на соль более слабой кислоты или более летучей кислоты):

H2SO4 + NaCl(ТВ) = HCl + NaHSO4;

Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3 + 2NaCl;

- окисление простых веществ:

2P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO;

Br2 + 5Cl2 + 6H2O = 2HBrO3 + 10HCl.
Химические свойства кислот:

- взаимодействие с металлами.

Разбавленные кислоты (HCL, H2SO4, CH3COOH и др., кроме HNO3) реагируют с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода, с выделением водорода. Такие кислоты не действуют на металлы, стоящие правее водорода в ряду напряжений металлов (Cu, Hg, Ag, Pt, Au):

Mg + 2HCl = MgCl2 + H2;

Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2.

При взаимодействии концентрированных H2SO4 и HNO3 любой концентрации с металлами, стоящими в ряду напряжений левее, а также правее водорода (кроме Au), окислителями являются S+6 и N+5, степень окисления которых понижается в зависимости от активности металла и концентрации кислоты. Например:

Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O;

Mg + 5H2SO4 = 4MgSO4 + H2S + 4H2O;

Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + 2H2O + SO2;

- взаимодействие с основными и амфотерными оксидами:

MgO + 2HCl = MgCl2+ + H2O;

Cr2O3 + 3H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3H2O;

- взаимодействие с основными и амфотерными гидроксидами:

Ba(OH)2 + 2HCl = BaCl2 + 2H2O;

Al(OH)3 + 3HNO3 = Al(NO3)3 + 3H2O;

- взаимодействие с солями:

ZnS + 2HCl = ZnCl2 + H2S;

2AgNO3 + H2SO4 = Ag2SO4 + 2HNO3.

Реакции с растворимыми в воде солями протекают в том случае, если в результате реакции образуется осадок или газообразное соединение;

- разложение кислот:

H2CO3 = H2O + CO2;

H2SO3 = H2O + SO2.
1.3. Основания
Основания – сложные вещества, в состав которых входит катион металла (или NH4+) и связанные с ним одна или несколько гидроксогрупп ОН-. Например, NaOH, NH4OH, Cr(OH)3, Mn(OH)2.

По числу гидроксогрупп в молекуле основания определяют его кислотность. Например:

однокислотные основания: NaOH, NH4OH, KOH;

двухкислотные основания: Ca(OH)2, Cu(OH)2, Mn(OH)2, Ba(OH)2;

многокислотные основания: Fe(OH)3, Sn(OH)4.

По растворимости в воде основания делятся на растворимые (или щелочи): LiOH, NaOH, Ca(OH)2) и малорастворимые: Fe(OH)3, Cu(OH)2, Cr(OH)3.

Название основания составляется из слова «гидроксид» и названия металла (или NH4+): Mg(OH)2 – гидроксид магния, NH4OH – гидроксид аммония.

Если металл образует несколько гидроксидов, то после его названия в скобках указывается степень окисления металла:

Sn(OH)2 – гидроксид олова (II); Sn(OH)4 – гидроксид олова (IV);

Fe(OH)2 – гидроксид железа (II); Fe(OH)3 – гидроксид железа (III).
Способы получения оснований:

- растворимые в воде основания (щелочи) получаются при взаимодействии щелочных и щелочноземельных металлов или их оксидов с водой:

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2

Na2O + H2O = 2NaOH

Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2

CaO + H2O = Ca(OH)2

2Na2O2 + 2H2O = 4NaOH + O2

- электролиз водных растворов хлоридов щелочных щелочноземельных металлов:

2KCl + 2H2O  2KOH + H2 + Cl2

- нерастворимые в воде основания получают при взаимодействии щелочей с водными растворами солей:

FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2 + Na2SO4

Cr2(SO4)3 + 6NaOH = 2Cr(OH)3 + 3Na2SO4
Химические свойства оснований:

- взаимодействие щелочей с кислотными и амфотерными оксидами:

ZnO + 2NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4]

ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O

- взаимодействие щелочей с водными растворами солей:

2NaOH + Mg(NO3)2 = Mg(OH)2 + 2NaNO3

CuSO4 + 2KOH = Cu(OH)2 + K2SO4

- взаимодействие с кислотами:

NH4OH + HCl = NH4Cl + H2O

Fe(OH)2 + 2HCl = FeCl2 + 2H2O

- взаимодействие щелочей с простыми веществами:

2KOH + Cl2 = KClO + KCl + H2O

Si + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + 2H2?

- разложение оснований

Са(OH)2 = CaO + H2O

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O
Амфотерные гидроксиды
Амфотерными называются гидроксиды, которые проявляют и основные и кислотные свойства в зависимости от условий, т.е. растворяются в кислотах и щелочах.

К амфотерным гидроксидам относятся:

Be(OH)2, Zn(OH)2, Sn(OH)2, Pb(OH)2, Ge(OH)2, Cu(OH)2;

Al(OH)3, Cr(OH)3, Sb(OH)3, Ga(OH)3, Au(OH)3, As(OH)3;

Sn(OH)4, Pb(OH)4, Ge(OH)4.

Амфотерные гидроксиды взаимодействуют:

- с кислотами, проявляя основные свойства:

2Al(OH)3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 6H2O

Sn(OH)4 + 4HCl = SnCl4 + 4H2O

- со щелочами, проявляя кислотные свойства, но в зависимости от условий проведения реакций возможны разные продукты:

Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4]

Sn(OH)4 + 2NaOH = Na2[Sn(OH)6]

Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O

Sn(OH)4 + 2NaOH = Na2SnO3 + 3H2O.


1.4. Соли
Соли – сложные вещества, которые являются продуктом полного или неполного замещения атомов водорода кислоты на атомы металла, или замещения гидроксогрупп основания кислотным остатком.

В зависимости от состава соли делятся на средние (Na2SO4, K3PO4), кислые (NaHCO3, MgHPO4), основные (FeOHCl2, Al(OH)2Cl, (CaOH)2CO3, двойные (KAl(SO4)2), комплексные (Ag[(NH3)2]Cl, K4[Fe(CN)6]).
Средние соли
Средними солями называются соли, которые являются продуктом полного замещения атомов водорода соответствующей кислоты на атомы металла или ион NH4+. Например:

H2CO3  (NH4)2CO3; H3PO4  Na3PO4

Название средней соли образуется из названия аниона, за которым следует название катиона. Для солей бескислородных кислот наименование соли составляется из латинского названия неметалла с добавлением суффикса –ид, например, NaCl – хлорид натрия. Если неметалл проявляет переменную степень окисления, то после его названия в скобках римскими цифрами указывается степень окисления металла: FeS – сульфид железа (II), Fe2S3 – сульфид железа (III).

Для солей кислородсодержащих кислот к латинскому корню названия элемента добавляется окончание –ат для высших степеней окисления, -ит для более низких. Например,

K2SiO3 – силикат калия, KNO2 – нитрит калия,

KNO3 – нитрат калия, K3PO4 – фосфат калия,

Fe2(SO4)3 – сульфат железа (III), Na2SO3 – сульфит натрия.

Для солей некоторых кислот используется приставка –гипо для более низких степеней окисления и –пер для высоких степеней окисления. Например,

KClO – гипохлорит калия, KClO2 – хлорит калия,

KClO3 – хлорат калия, KClO4 – перхлорат калия.
Способы получения средних солей:

- взаимодействием металлов с неметаллами, кислотами и солями:

2Na + Cl2 = 2NaCl

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu

- взаимодействием оксидов:

основных с кислотами BaO + 2HNO3 = Ba(NO3)2 + H2O

кислотных со щелочами 2NaOH + SiO2 = Na2SiO3 + H2O

основных оксидов с кислотными Na2O + CO2 = Na2CO3

- взаимодействием кислот с основаниями и с амфотерными гидроксидами:

KOH + HCl = KCl + H2O

Cr(OH)3 + 3HNO3 = Cr(NO3)3 + 3H2O

- взаимодействием солей с кислотами, со щелочами и солями:

Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2 + H2O

FeCl3 + 3KOH = 3KCl + Fe(OH)3

Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2NaCl
Химические свойства средних солей:

- взаимодействие с металлами

Zn + Hg(NO3)2 = Zn(NO3)2 + Hg

- взаимодействие с кислотами

AgNO3 + HCl = AgCl + HNO3

- взаимодействие со щелочами

CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 + Na2SO4

- взаимодействие с солями

CaCl2 + Na2CO3 = CaCO3 + 2NaCl

- разложение солей

NH4Cl = NH3 + HCl

CaCO3 = CaO + CO2

(NH4)2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4H2O
Кислые соли
Кислые соли – это продукты неполного замещения атомов водорода в молекулах многоосновных кислот на атомы металла.

Например: H2CO3  NaHCO3

H3PO4  NaH2PO4  Na2HPO4

При наименовании кислой соли к названию соответствующей средней соли добавляется приставка гидро-, которая указывает на наличие атомов водорода в кислотном остатке.

Например, NaHS – гидросульфид натрия, Na2HPO4 – гидрофосфат натрия, NaH2PO4 – дигидрофосфат натрия.

Кислые соли могут быть получены:

- действием избытка многоосновных кислот на основные оксиды, щелочи и средние соли:

K2O + 2H2S = 2KHS + H2O

NaOH + H2SO4 = NaHSO4 + H2O

K2SO4 + H2SO4 = 2KHSO4

- действием избытка кислотных оксидов на щелочи

NaOH + CO2 = NaHCO3
Химические свойства кислых солей:

- взаимодействие с избытком щелочи

Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 = 2CaCO3 + 2H2O

- взаимодействие с кислотами

Ca(HCO3)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O + 2CO2

- разложение

Ca(HCO3)2 = CaCO3 + CO2 + H2O
Основные соли
Основные соли – это продукты неполного замещения гидроксогруппы в молекулах многокислотных оснований на кислотные остатки.

Mg(OH)2  MgOHNO3

Fe(OH)3 Fe(OH)2Cl  FeOHCl2

При наименовании основной соли к названию соответствующей средней соли добавляется приставка гидроксо-, которая указывает на наличие гидроксогруппы. Например CrOHCl2 – гидроксохлорид хрома (III), Cr(OH)2Cl – дигидроксохлорид хрома (III).

Основные соли могут быть получены:

- неполной нейтрализации оснований кислотами

Mg(OH)2 + HCl = MgOHCl + H2O

- добавлением небольших количеств щелочей к средним солям

FeCl3 + 2KOH = Fe(OH)2Cl + 2KCl
Химические свойства основных солей:

- взаимодействие с избытком кислоты:

MgOHCl + HCl = MgCl2 + H2O

FeOH(NO3)2 + HNO3 = Fe(NO3)3 + H2O

- термическое разложение

[Cu(OH)]2CO3 = 2CuO + CO2? + H2O

[Zn(OH)]2CO3 = 2ZnO + CO2? + H2O


1.5. Генетическая связь между классами

неорганических соединений
Между простыми веществами, оксидами, кислотами, основаниями и солями существует генетическая связь, возможность их взаимного превращения.

Переходы между веществами отражаются уравнениями химических реакций. При этом влияние оказывает не только способ получения продукта, но и условия протекания реакций.


Простые вещества




металлы

неметаллы




Оксиды




основные

кислотные

амфотерные




Гидроксиды




основания

кислоты

амфотерные



Соли




основные

кислые

средние

Например, рассмотрим генетическую цепочку превращений:

Ca  CaO  Ca(OH)2  CaCO3

Кальций окисляется кислородом с образованием оксида

2Са + О2 = 2СаО

При взаимодействии оксида кальция с водой можно получить гидроксид кальция

СаО + Н2О = Са(ОН)2

Карбонат кальция получается при взаимодействии с оксидом углерода (IV)

Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O
2. ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА
Химическая термодинамика изучает энергетические эффекты, сопровождающие химические процессы, и возможное направление и предел их самопроизвольного протекания.


2.1. Энергетика химических процессов
Тепловой эффект химической реакции связан с изменением внутренней энергии системы. Внутренняя энергия U – это весь запас энергии системы, который включает энергию движения и взаимодействия молекул, атомов, ядерных частиц кроме потенциальной энергии положения и кинетической энергии движения всей системы как целого. При переходе системы из начального состояния U1 в конечное состояние U2 происходит изменение внутренней энергии (U=U2-U1). При этом система обменивается с окружающей средой веществом или энергией в виде теплоты Q и работы А.

Количественное соотношение между U, Q и А устанавливает I закон термодинамики: теплота, подведенная к системе, расходуется на изменение внутренней энергии системы и на работу системы над окружающей средой
Q=U + A.
Для химических реакций под работой над окружающей средой подразумевается работа против внешнего давления Р, которая совершается при расширении системы (V=V2-V1), например, при выделении газа в ходе реакции:
А=Р•V.
Тогда I закон термодинамики запишется
Q = U + P•V.
Химические реакции обычно протекают при постоянном давлении (изобарные) или при постоянном объеме (изохорные). В изохорных процессах, т.е. с участием твердых и жидких веществ изменения объема практически не происходит (V=0) и теплота, подведенная к системе, полностью расходуется на увеличение внутренней энергии:

QV = U.
Но большинство химических реакций протекает при постоянном атмосферном давлении, когда теплота расходуется на изменение внутренней энергии и работу расширения:
Qp = U + P•V = (U2 – U1) + P(V2 – V1) = (U2 + PV2) – (U1 + PV1).
Сумма (U+PV=H) называется энтальпией системы. Тогда
Qp = H2 – H1 = H.
В случае изобарного процесса теплота, подведенная к системе, равна изменению энтальпии системы.

Если в результате реакции энтальпия системы понижается (H<0), то реакция сопровождается выделением теплоты и называется экзотермической. Если энтальпия системы в ходе реакции повышается (H>0), то реакция идет с поглощением теплоты и называется эндотермической.

Изменение энтальпии Н принимают за меру теплового эффекта реакции. Уравнения химических реакций, в которых указаны тепловые эффекты, называются термохимическими. Например, реакция горения углерода имеет вид:
С(графит) + О2(г) = СО2(г), Н=-393 кДж.
В термохимических уравнениях указываются агрегатные состояния или модификация веществ: г – газообразное, ж – жидкое, к – кристаллическое.

Все термохимические расчеты производят на основе закона Гесса: тепловой эффект химической реакции Нr зависит только от состояния исходных веществ и конечных продуктов и не зависит от числа и последовательности промежуточных стадий.

Так, образование СО2 из графита и кислорода может произойти при непосредственном взаимодействии простых веществ:
С(графит) + О2(г) = СО2(г), Н,
а может произойти через промежуточную стадию образования и сгорания СО:
С(графит) + 1/2О2(г) = СО(г), Н1
СО(г) + 1/2О2(г) = СО2(г), Н2.
Согласно закону Гесса, тепловые эффекты образования СО2, как из простых веществ, так и через промежуточную стадию образования СО равны:

Н = Н1 + Н2.
Для того чтобы рассчитать тепловой эффект реакции, необходимо знать энтальпии образования Нf всех веществ, участвующих в реакции.

Энтальпией образования вещества называется количество теплоты, которое выделяется или поглощается при образовании одного моля сложного вещества из простых веществ, устойчивых при данных условиях. Например, энтальпия образования SiO2 равна -908 кДж/моль. Это значит, что при образовании одного моля SiO2 из кремния и кислорода происходит уменьшение энтальпии на 908 кДж, т.е. выделяется 908 кДж теплоты:
Si(к) + О2(г) = SiO2(к),
Все энтальпии образования веществ отнесены к одинаковым условиям, которые называются стандартными. За стандартные условия приняты температура 298 К (25°С) и давление 101 кПа. Стандартные энтальпии образования обозначаются Hof (кДж/моль) и являются справочными величинами (приложение, табл.1). Энтальпии образования простых веществ, устойчивых при стандартных условиях, приняты равными нулю.

Например, устойчивым состоянием кислорода является молекулярный кислород О2, а не озон О3, жидкий бром Br2(ж), а не газообразный Br2(г), углерод в модификации графита, а не алмаза.

Из закона Гесса вытекают два практических следствия:

- с термохимическими уравнениями можно производить любые алгебраические действия;

- тепловой эффект (энтальпия) реакции Hr равен сумме энтальпий образования продуктов за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов: Hor = Hofпрод - Hofисх.

Например, для реакции в общем виде
аА + bВ = dD + fF
тепловой эффект можно рассчитать как
Hor = [dHof(D) + fHof(F)] – [aHof(A) + bHof(B)].
  1   2   3   4   5   6


Учебный материал
© nashaucheba.ru
При копировании укажите ссылку.
обратиться к администрации