Свойства солей
Средние соли вступают в реакции обмена со щелочами, кислотами, (примеры соответствующих реакций см. выше), солями, если в результате образуется малорастворимая соль:
3MgCl2 + 2Na3PO4 = Mg3(PO4)2 + 6NaCl
Кислые соли образуются кислотами, у которых два или более катионов водорода. Получают эти соли взаимодействием основания с избытком кислоты или кислотного оксида:
Ca(OH)2 + 2H3PO4 = CaHPO4 + 2H2O
NaOH + CO2 = NaHCO3
а также взаимодействием средней соли и соответствующей или более сильной кислоты, взятой в недостатке:
CaCO3 + H2CO3 = Ca(HCO3)2
Na3PO4 + HCl = Na2HPO4 + NaCl
Оснóвные соли образуют слабые основания или амфотерные гидроксиды, у которых две или более гидроксогрупп. Получают эти соли взаимодействием оснований с недостатком кислоты:
Ni(OH)2 + HNO3 = NiOHNO3 + H2O
либо взаимодействием соответствующей средней соли и недостатка щелочи:
MgCl2 + NaOH = MgOHCl + NaCl
Кислые и основные соли обладают всеми свойствами средних солей. В реакциях со щелочами кислые соли, а с кислотами - оснóвные соли переходят в средние:
Ca(HCO3)2 + Сa(OH)2 = 2CaCO3 + 2H2O
NiOHNO3 + HNO3 = Ni(NO3)2 + H2O
3. Энергетика химических реакций
3.1. Основные понятия
Химические реакции сопровождаются энергетическими эффектами: выделением или поглощением тепла, света, совершением механической или электрической работы. Энергетические эффекты химических реакций изучает химическая термодинамика. В курсе химии рассмотрим только некоторые положения химической термодинамики.
Объектами изучения химической термодинамики являются разнообразные системы. Система – мысленно или реально выделенная часть пространства, содержащая одно или несколько веществ. Фаза – часть системы, одинаковая по физическим и химическим свойствам во всех точках и отделенная от других частей системы поверхностью раздела.
Для
описания систем применяют сложный
математический аппарат, в котором
используют набор термодинамических
функций, основные из которых:
–
энтальпия,
– энтропия,
– энергия Гиббса. В пределах данного
курса будем приводить значения функций
только для стандартных условий.
Стандартные условия означают, что все участвующие в реакции вещества чистые, парциальные давления газов или атмосферное давление, если газы не участвуют в реакции, равно 1,013 105 Па, концентрации частиц для реакций в растворах равны 1 моль/л, температура - 298 К. Термодинамические величины, определённые для стандартных условий, обозначают нулём в верхнем правом углу (например, S0).
3.2. Энтальпии химических реакций
Большинство химических реакций сопровождаются выделением или поглощением тепла.
Количество тепла, которое выделяется или поглощается в результате химической реакции, называют её тепловым эффектом. Раздел химии, в котором изучают тепловые эффекты химических реакций, называют термохимией.
В дальнейшем тепловые эффекты химических реакций будем характеризовать величиной H (кДж/моль). Особенности терминологии таковы, что величину H называют энтальпией химической реакции (вместо более точного словосочетания – изменение энтальпии в ходе химической реакции).
Реакции, идущие с выделением тепла, называют экзотермическими, идущие с поглощением тепла – эндотермическими.
Принято, что энтальпия экзотермической реакции отрицательна (H<0), а энтальпия эндотермической реакции положительна (H>0).
Уравнения химических реакций, записанные с указанием значения энтальпии реакции и агрегатного состояния участвующих в реакции веществ, называют термохимическими уравнениями. Агрегатные состояния веществ обозначают подстрочными индексами: т – твёрдое, к – кристаллическое, ж – жидкое, г – газообразное, р – раствор. В термохимических уравнениях могут быть дробные коэффициенты:
Н2 (Г) + 1/2О2 (Г) = Н2О(Ж) Н0 = – 286 кДж/моль.
В справочных таблицах термодинамических величин приводят не энтальпии конкретных реакций, а стандартные энтальпии образования веществ (Нобр).
Энтальпией образования называют энтальпию реакции образования одного моля данного вещества из простых веществ, устойчивых в стандартных условиях.
Энтальпии образования простых веществ приняты за ноль.