2.5. Номенклатура неорганических соединений

Гидроксиды – тип сложных веществ, в состав которых входят атомы некоторого элемента Е (кроме F и О) и гидроксогруппы ОН.

Общая формула гидроксидов

Е (ОН)_n, где n = 16.

Гидроксиды делят на кислотные и основные гидроксиды.

Кислотные гидроксиды (кислоты) содержат атомы водорода Н_х и кислотные остатки

Н_х ЕО_у

Примеры:

Н₂SО₄ – серная кислота

НNО₃ – азотная кислота

Н₂СО₃ – угольная кислота и др.

Основные гидроксиды (основания) – содержат гидроксид-ионы и катион-металлы

М (ОН)_n

Примеры:

NаОН – гидроксид натрия

КОН – гидроксид калия

Ва(ОН)₂ – гидроксид бария

Важнейшим химическим свойством основных и кислотных гидроксидов является их взаимодействие между собой с образованием солей.

Пример: Са(ОН)₂ + Н₂SО₄ = СаSО₄ + 2H₂O

Соли – тип сложных веществ, в состав которых входят катионы Мⁿ⁺ и кислотные остатки (ЕО_у)

М_х (ЕО_у)_n - средние соли.

Примеры:

Са₃(РО₄)₂ – фосфат кальция

CuCO₃ – карбонат меди.

Оксиды (окислы) – это соединения элементов Е с кислородом

Е_хО_у

Кислотные оксиды (SO₃, CO₂ и др.) образуются при полной дегидратизации кислотных гидроксидов (Н₂SО₄, Н₂СО₃).

Н₂SО₄  SO₃ + H₂O

Н₂СО₃  CO₂ + H₂O

Основные оксиды (Nа₂О, СаО и др.) образуются при полной дегидратации основных гидроксидов

2NаОН  Nа₂О + H₂O

Са(ОН)₂  СаО + H₂O

Амфотерность гидроксидов и оксидов – химическое свойство, заключающееся в образовании ими двух рядов солей

1) 2Al(OH)₃ + 3SO₃ = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O

Al₂O₃ + Н₂SО₄ = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O

2) 2Al(OH)₃ + Nа₂О = 2Nа(AlO₂) + 3H₂O

Al₂O₃ + 2NаОH = 2Nа(AlO₂) + H₂O

Элементы, проявляющие в соединениях металлические и неметаллические свойства, называются амфотерными:

Be, Al, Ga, Ge, Sn, Sb, Bi, Pb, Po, Cr, Mn, Fe, Zn, Cd, Au и др.

2.5. Скорость химических реакций.

Скорость химической реакции  - это изменение количества реагирующих веществ в единицу времени в единице реагирующего пространства.

, (2.1)

С – концентрация, С - моль/л или С - моль/м³

 = моль/лмин или моль/лс.

В системе СИ: = моль/м³с.

Средняя скорость химической реакции  равна

, (2.2)

С = С₂ – С₁, t = t₂ – t₁.

Е

С

сли при реакции концентрация реагирующих веществуменьшается, то в уравнениях (2.1) и (2.2) ставится знак (-), если увеличивается, то (+).

 продуктреакции

 реагенты

t

Закон действующих масс.

При постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.

Для реакции аА + вВ  сС + dД

. (2.3)

Для реакции первого порядка . (2.3)

k – константа скорости химической реакции.

При С_А = С_В = 1 моль/л k = .

С_А, С_В – концентрации реагентов А и В;

а, в – стехиометрические коэффициенты.

Изменение реагентов по времени имеет вид

. (2.4)

Пример: диссоциация йода

а) I₂  2I (),

б) 2N₂O₅  4NO₂ + O₂ (),

т.к. для уравнения (2.3) первого порядка  = kС

- (dC/dt) = kC при (dC<0).

Разделив переменные и проинтегрировав, получим

-lnC = kt + B (B = Const).

При t = 0 B = -lnC₀.

Тогда ln(С/С₀) = -kt, откуда получим (2.4).

Зная k и С₀, можно рассчитать концентрацию С в любой момент времени, либо построив график ln(С/С₀) от t, можно найти k.

Подставляя (2.4) в (2.3) для реакции первого порядка, получим

. (2.5)

Время t_1/2 полупревращения (полураспада) можно найти из (2.4) при

. (2.6)

Для реакции второго порядка

. (2.7)

Подставляя (2.2) в (2.7), получим

- (dC/dt) = kC² при (dC<0).

Разделив переменные и проинтегрировав, получим

1/С = 1/С₀ + kt (2.8)

или . (2.9)

Из (2.7) и (2.8) следует, что

. (2.10)

При , из (2.9) получим времяt_1/2

. (2.11)

Скорость гетерогенных реакций

Многие химические реакции относятся к гетерогенным:

С + О₂ = СО₂

2Zn + O₂ = 2ZnO.

Скорость гетерогенной реакции определяется по формуле

, (2.12)

где С_S - поверхностная концентрация – количество молей реагирующих веществ, приходящихся на единицу реакционной поверхности (моль/м²).

По закону действующих масс, например, для процесса Si(k) + O₂(г)  SiO₂(k) при T = Const от поверхностной концентрации О₂ скорость реакции равна

.

Правило Вант-Гофа: с увеличением температуры скорость химической реакции увеличивается по закону

, (2.13)

где и- скорости реакций при температурах Т₂ и Т₁,  - температурный коэффициент скорости реакции.

При Т₂ - Т₁ = 10 .

Уравнение Аррениуса.

Функциональную зависимость константы скорости химической реакции от температуры выражается уравнением Аррениуса

, (2.14)

где А=Const; Е_а – энергия активации реакции, R=8,31 Дж/мольК.

В логарифмической форме

. (2.15)

Энергию активации Е_а находят из (2.15) при двух значениях и

ln. (2.16)

Примеры: N₂O₄  2NO₂ Е_а = 54,4 кДж/моль

CH₄  C + 2H₂ Е_а = 334 кДж/моль.

Химическое равновесие.

Реакция необратима, если хотя бы одно из исходных веществ расходуется полностью

Н₂О  Н⁺ + ОН^-.

Реакция обратима, если они идут не до конца и в системе всегда остается некоторое количество исходных веществ

СО + Н₂О СО₂ + Н₂

3Н₂ + N₂ 2NH₃

 прямая реакция;  обратная реакция.

Если скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, то состояние системы называютхимическим равновесием

, (2.17)

а (2.17) – есть условие кинетического равновесия.

Принцип Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказывать внешнее воздействие, то равновесие сдвигается в том направлении, которое ослабляет эффект внешнего воздействия.