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

  1   2   3   4   5   6

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:

Q_V = U.
Но большинство химических реакций протекает при постоянном атмосферном давлении, когда теплота расходуется на изменение внутренней энергии и работу расширения:
Q_p = U + P•V = (U₂ – U₁) + P(V₂ – V₁) = (U₂ + PV₂) – (U₁ + PV₁).
Сумма (U+PV=H) называется энтальпией системы. Тогда
Q_p = 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)} + О_2(г) = СО_2(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 Н_r 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)} + О_2(г) = СО_2(г), Н,
а может произойти через промежуточную стадию образования и сгорания СО:
С_{(графит)} + 1/2О_2(г) = СО_(г), Н₁
СО_(г) + 1/2О_2(г) = СО_2(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 Н_f 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) + О_2(г) = SiO_2(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 H^o_f (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 Br_2(ж), а не газообразный Br_2(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 H_r равен сумме энтальпий образования продуктов за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов: H^o_r = H^o_fпрод - H^o_fисх.

Например, для реакции в общем виде
аА + bВ = dD + fF
тепловой эффект можно рассчитать как
H^o_r = [dH^o_f(D) + fH^o_f(F)] – [aH^o_f(A) + bH^o_f(B)].

  1   2   3   4   5   6