Билет 2.

1) Фаза- часть системы, однородная во всех точках по состоянию и свойствам и отдалённая от других частей системы поверхностью раздела.

Система – совокупность тел, находящихся во взаимодействии между собой и отделенных от окружающей среды.

химическая система- с-ма, в которой возможно протекание хим.реакций

термоденамическая система- с-ма, в которой возможен массо и теплообмен между всеми её сост.частями

изолированная система- с-ма, у которой отсутствует массо и теплообмен с окр.средой

закрытая система- с-ма, у которой отсутствует массо, но возможен теплообмен с окр.средой

открытая- с-ма, у которой возможен массо и теплообмен с окр.средой

гомогенная- с-ма, состоящая из одной фазы

гетерогенная- с-ма, состоящая из 2-х и более фаз.

Степень свободы- независимые возможные изменения состояния (в частности, положения) физ. системы, обусловленные вариациями её параметров. В термодинамике— независимые термодинамич. параметры. определяющие состояние термодинамич. равновесия системы. Число С. с. / равновесной термодинамич. системы определяется правилом фаз Гиббса. Пра́вило фаз (или правило фаз Гиббса) — соотношение, связывающее число веществ (компонентов), фаз и степеней свободы в гетерогенной системе. Правило фаз записывается следующим образом:

j+v=k+n, где j — число фаз (например, агрегатных состояний вещества);

v — число степеней свободы, то есть независимых параметров (температура, давление, концентрация компонентов), которые полностью определяют состояние системы при равновесии и которые можно менять без изменения числа и природы фаз;

k — число компонентов системы — число входящих в систему индивидуальных веществ за вычетом числа химических уравнений, связывающих эти вещества. Иначе говоря, это минимальное количество веществ, из которых можно приготовить каждую фазу системы.

n — число переменных, характеризующих влияние внешних условий на равновесие системы.

При переменных давлении и температуре правило фаз сводится к выражению: j+v=k+2

В случае однокомпонентной системы оно упрощается до: j+v=3

Отсюда видно, например, что в однокомпонентной системе три фазы (j=3) могут сосуществовать при числе степеней свободы v, равном нулю. Две фазы (j=2) сосуществуют при произвольном измененнии либо давления, либо температуры, когда вторая из этих переменных не является независимой (v=1), то есть двухфазному равновесию на фазовой диаграмме соответствует линия. Если фаза одна (j=1), число степеней свободы системы равно двум, то есть температура и давление могут менятся независимо в пределах некоторой области на фазовой диаграмме — пока система не окажется на одной из линий двухфазного равновесия. Иногда правило фаз записывают следующим образом: k+2>=j, то есть при равновесии число фаз в системе меньше либо равно числу компонентов плюс 2.

Равновесие в системе, состоя­щей из нескольких фаз, называется гетерогенным или фазовым равновесием. Является одним из основных случаев термодинамического равновесия и включает в себя условия равенства т-ры всех частей системы (термич. равновесие), равенства давления во всем объеме системы (мех. равновесие) и равенство хим. потенциалов каждого компонента во всех фазах системы, что обеспечивает равновесное распределение компонентов между фазами. Число фаз f, находящихся одновременно в равновесии, связано с числом компонентов k, числом n независимых параметров, определяющих состояние системы (обычно, когда учитывается только влияние т-ры и давления, n = 2), и числом термодинамич. степеней свободы v ур-нием: v = k + 2 - f. В общем виде условие фазового равновесия, согласно принципу равновесия Гиббса, сводится к максимуму энтропии S системы при постоянстве внутр. энергии U, общего объема V и числа молей каждого компонента n_i.

2) Неоргани́ческие (минера́льные) кисло́ты — неорганические вещества, обладающие комплексом физико-химических свойств, которые присущи кислотам. неорг. в-ва, молекулы к-рых при электролитич. диссоциации в водной среде отщепляют протоны, в результате чего в р-ре образуются гидроксоний-катионы Н3О+ и анионы кислотных остатков А с зарядом «-». Исключение составляет борная к-та В(ОН)₃, к-рая акцептирует ионы ОН^-, в результате чего в водном р-ре создается избыток гидроксоний-катионов:

 В(ОН)₃+2Н₂ОD[В(ОН)₄]^- + Н₃О⁺ .

Большинство неорганических кислот при обычных условиях существуют в жидком состоянии, некоторые – в твёрдом состоянии (ортофосфорная, борная, вольфрамовая, поликремниевые (гидраты SiO2) и др.). Кислотами также являются водные растворы некоторых газообразных соединений (галогеноводородов, сероводорода H2S, диоксида азота NO2, диоксида углерода CO2 и др.). Некоторые кислоты (например, угольную Н2СО3, сернистую Н2SO3, хлорноватистую HClO и др.) невозможно выделить в виде индивидуальных соединений, они существуют только в растворе.

По химическому составу различают бескислородные кислоты (HCl, H2S, HF, HCN) и кислородсодержащие (оксокислоты)(H2SO4, H3PO4)[1]. Состав бескислородных кислот можно описать формулой: HnХ, где Х — химический элемент образующий кислоту (галоген, халькоген) или бескислородный радикал: например, бромоводородная HBr, циановодородная HCN, азидоводородная HN3 кислоты. В свою очередь, все кислородсодержащие кислоты имеют состав, который можно выразить формулой: НnXОm, где X — химический элемент, образующий кислоту.

Номенклатура неорганических кислот прошла долгий путь развития и складывалась постепенно. Наряду с систематическими названиями кислот широко применяются традиционные и тривиальные. Некоторые распространённые кислоты могут в различных источниках иметь разные названия: например, водный раствор HCl может именоваться соляной, хлороводородной, хлористоводородной кислотой.

Традиционные русские названия кислот образованы прибавлением к названию элемента морфем -ная или -овая (хлорная, серная, азотная, марганцовая). Для разных кислородсодержащих кислот, образованных одним элементом, используется -истая для более низкой степени окисления (сернистая, азотистая). В ряде случаев для промежуточных степеней окисления дополнительно используются морфемы -новатая и -новатистая (см. ниже названия кислородсодержащих кислот хлора).

H₃AsO₄ – Мышьяковая – Арсенаты

H3ВO3 - Борная - Бораты

Н2СО3 (CO2•H2O) –Угольная -Карбонаты

НCN -Циановодородная –Синильная -Цианиды

Н2CrO4 –Хромовая -Хроматы

НМnO4 –Марганцовая -Перманганаты

HNO3-Азотная -Нитраты

HNO2 –Азотистая -Нитриты

Н3РО4 –Ортофосфорная-Фосфорная-Ортофосфаты

H2SO4-Серная-Сульфаты

Н2SiO3 (SiO2•H2О)-Метакремниевая- Кремниевая- Метасиликаты

H4SiO4 (SiO2•2H2O)-Ортокремниевая-Ортосиликаты

H2S- Сероводородная- Сульфиды

HF- Фтороводородная- Плавиковая Фториды

НCl- Хлороводородная-Соляная-Хлориды

НВr-Бромоводородная- Бромиды

HI-Иодоводородная-Иодиды

Для менее известных кислот, содержащих кислотообразующие элементы в переменных степенях окисления, обычно применяются систематические названия.

В систематических названиях кислот к корню латинского названия кислотообразующего элемента добавляют суффикс -ат, а названия остальных элементов или их групп в анионе приобретают соединительную гласную -о. В скобках указывают степень окисления кислотообразующего элемента, если она имеет целочисленное значение. В противном случае в название включают и число атомов водорода^[5]. Например (в скобках традиционные названия):

HClO₄ — тетраоксохлорат(VII) водорода (хлорная кислота)

HClO₃ — триоксохлорат(V) водорода (хлорноватая кислота)

HClO₂ — диоксохлорат(III) водорода (хлористая кислота)

HClO — оксохлорат(I) водорода (хлорноватистая кислота)

H₂Cr₂O₇ — гептаоксодихромат(VI) диводорода (дихромовая кислота)

H₂S₄O₆ — гексаоксотетрасульфат диводорода (тетратионовая кислота)

К первому типу превращений кислот относятся реакции кислот с металлами, стоящими в ряду напряжений до Н. Fe+2H+ = Fe 2+ +H2

Реакции с основными оксидами и основаниями.

ZnO+H2SO4= ZnSO4 + H2O

Zn(OH)2 + H2SO4= ZnSO4 + 2H2O

Билет 3.

Соли

В состав солей входят катионы M n+ и кислотные остатки.

Если кислотный остаток не содержит водорода, соли называют средними, например:

CaSO4 - сульфат кальция

Pb(NO3)2 - нитрат свинца(II)

Соли, содержащие кислотные остатки с незамещенными атомами водорода, называются кислыми, например:

Ca(HSO4)2 - гидросульфат кальция

Fe(HCO3)2 - гидрокарбонат железа(II)

Соли, содержащие в своем составе гидроксогруппы, называются оснóвными, например:

Ca2SO4(OH)2 - дигидроксид-сульфат кальция

Cu2CO3(OH)2 - дигидроксид-карбонат димеди

Почти все оснóвные соли малорастворимы в воде.

Двойные и смешанные соли

Известны также соли, содержащие два химически разных катиона (двойные соли) или аниона (смешанные соли). Примеры:

KAl(SO4)2 - сульфат алюминия-калия

Fe(NH4)2(SO4)2 - сульфат диаммония-железа(II)

LiAl(SiO3)2 - метасиликат алюминия-лития

1.Получение средних солей:

1) металла с неметаллом: 2Na + Cl2 = 2NaCl

2) металла с кислотой: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

3) металла с раствором соли менее активного металла Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu

4) основного оксида с кислотным оксидом: MgO + CO2 = MgCO3

5) основного оксида с кислотой CuO + H2SO4= CuSO4 + H2O

6) основания с кислотным оксидом Ba(OH)2 + CO2 = BaCO3 + H2O

7) основания с кислотой: Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O

8) соли с кислотой: MgCO3 + 2HCl = MgCl2 + H2O + CO2

9) раствора основания с раствором соли: Ba(OH)2 + Na2SO4 = 2NaOH + BaSO4

10) растворов двух солей 3CaCl2 + 2Na3PO4 = Ca3(PO4)2 + 6NaCl

2.Получение кислых солей:

1. Взаимодействие кислоты с недостатком основания. KOH + H2SO4 = KHSO4 + H2O

2. Взаимодействие основания с избытком кислотного оксида

Ca(OH)2 + 2CO2 = Ca(HCO3)2

3. Взаимодействие средней соли с кислотой Ca3(PO4)2 + 4H3PO4 = 3Ca(H2PO4)2

3.Получение основных солей:

1. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой

ZnCl2 + H2O = [Zn(OH)]Cl + HCl

2. Добавление (по каплям) небольших количеств щелочей к растворам средних солей металлов AlCl3 + 2NaOH = [Al(OH)2]Cl + 2NaCl

3. Взаимодействие солей слабых кислот со средними солями

2MgCl2 + 2Na2CO3 + H2O = [Mg(OH)]2CO3 + CO2 + 4NaCl

4.Получение комплексных солей:

1. Реакции солей с лигандами: AgCl + 2NH3 = [Ag(NH3)2]Cl

FeCl3 + 6KCN] = K3[Fe(CN)6] + 3KCl

5.Получение двойных солей:

1.Совместная кристаллизация двух солей:

Cr2(SO4) 3 + K2SO4 + 24H2O = 2[KCr(SO4) 2 • 12H2O[