Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Общая химия. Учебно-методическое пособие
.pdf
11
имеют концентрацию 1 моль/л ([A] = 1 моль/л). Энтальпия образования простых веществ, находящихся в устойчивой аллотропной форме
(N
2
, O2, Cl2, H2 и др.), равна 0.
Различают реакции:
экзотермические – протекают с выделением тепла (H
0
х.р
< 0);
эндотермические – протекают с поглощением тепла (H
0
х.р
> 0).
Уравнения реакций, в которых указан тепловой эффект называют
термохимическими.
Энтропия является количественной мерой неупорядоченности
системы. Значение энтропии для любого вещества можно определить
экспериментально. Энтропия зависит от природы веществ, агрегатного состояния, давления, температуры. В таблицах термодинамических
величин (табл. П.1.2) приводят значения стандартных энтропий
веществ S
0
298
. Следует отметить, что энтропия простых веществ
не равна нулю.
Изменение энтропии в ходе химической реакции S
0
298
может
быть рассчитано так же, как и для любой другой функции состояния,
по следствию из закона Гесса:
S
0
х.р
= n S
0
прод
– m S
0
исх
,
где n, m – стехиометрические коэффициенты.
Самопроизвольно, т. е. без затраты работы извне, система может
переходить только из менее устойчивого состояния в более устойчивое. В химических процессах одновременно действуют две тенденции:
● стремление частиц объединяться за счет прочных связей в более
сложные, что сопровождается уменьшением энтальпии;
● стремление частиц разъединяться, что увеличивает беспорядок, т. е.
энтропию.
Иными словами, проявляется действие двух прямо противоположных
факторов
– энтальпийного (H0) и энтропийного (Т·S0). Суммарный
эффект этих двух противоположных тенденций в процессах, протекающих при P, Т = const, отражает изменение энергии Гиббса G:
G = H
0
– ТS0.
Изменение энергии Гиббса может быть вычислено также
по следствию из закона Гесса:
G
0
х.р
= n·G
0
прод
– m·G
0
исх
,
где n, m – стехиометрические коэффициенты.
Энергия Гиббса образования простых веществ равна нулю.
11
12
Изменение энергии Гиббса характеризует возможность
и направление самопроизвольного протекания химической реакции:
G
0
< 0 – реакция самопроизвольно протекает в прямом направле-
нии;
G
0
> 0 – самопроизвольно протекает обратная реакция;
G
0
= 0 – система находится в состоянии химического равновесия.
2.2. Химическое равновесие
Самопроизвольно протекающие реакции можно разделить на два
вида:
практические необратимые реакции – идут в одном направлении,
до полного расходования одного или всех реагирующих веществ:
CH
4
+2O2 = CO2+2H2O
обратимые реакции – протекают одновременно в двух взаимно про-
тивоположных направлениях:
H
2
+ I
2
2HI
2SO
2
+ O
2
2SO3
В результате обратимого процесса в системе устанавливается химическое равновесие. Состояние системы, при котором скорость прямой
реакции равна скорости обратной реакции, называют химическим
равновесием. В состоянии химического равновесия концентрации
всех участников реакции постоянны и не изменяются со временем,
хотя прямая и обратная реакции не прекращаются. Концентрации веществ (моль/литр) в состоянии хим
ического равновесия пр
инято
называть равновесными (рис. 2).
Рис. 2. Зависимости скорости прямой (v1) и обратной (v2) реакции от времени
12
13
2.3. Константа химического равновесия
Рассмотрим реакцию в общем виде:
mA + nB
pC + qD
Состояние химического равновесия характеризуется величиной K –
константой химического равновесия. Согласно закону действия масс
константа химического равновесия равна отношению произведений
равновесных концентраций продуктов ([C], [D], моль/л) и исходных
веществ ([A], [B], моль/л) с учетом стехиометрических коэффициентов (m, n, p, q):
[] [ ]
[] []
.
pq
mn
CD
K
A
B
Уравнение константы равновесия показывает, что в условиях химического равновесия концентрации всех веществ, участвующих в
реакции, связаны между собой. Изменение концентрации любого
из этих веществ влечет за собою изменения концентраций всех
остальных веществ; в итоге устанавливаются новые концентрации, но
соотношение между ними отвечает константе равновесия. Константа
равновесия зависит от природы веществ, температуры, но не зависит
от концентраций.
Для гомогенной реак
ции
2SO
2(г)
+ O
2(г)
2SO
3(г)
константу равновесия химической реакции выражают уравнением
2
3
2
22
[SO ]
.
[SO ] [O ]
K
В случае гетерогенных реакций в выражение константы химического
равновесия не входят концентрации конденсированных фаз (для реакций, протекающих в растворах, – твердых фаз). Например,
СO
2(г)
+ С
(графит)
2СO
(г)
,
2
2
[CO]
[CO ]
K
BaSO
4(к)
Ba
2+
+ SO
4
2–
, K= [Ba2+][ SO
4
2–
]
13
14
2.4. Принцип Ле Шателье
Химическое равновесие устанавливается при определенных значениях трех параметров: концентрации веществ, температуры, давления. Изменение одного из этих параметров приводит к смещению
химического равновесия. Это связано с тем, что внешнее воздействие
в разной степени изменяет скорость двух взаимно противоположных
процессов.
Определить направление смещения состояния равновесия поз-
воляет принцип Ле Шателье: если на систему, нах
одящуюся в
состоянии химического равновесия оказывают внешнее воздействие,
то равновесие смещается в сторону той реакции, которая уменьшает
это воздействие.
Влияние концентраций компонентов системы
Введение в равновесную систему дополнительных количеств
какого-либо реагента вызывает смещение равновесия в направлении
реакции, которая уменьшает его концентрацию:
введение избытка (увеличение концентрации) исходного вещест
ва
вызывает смещение равновесия в сторону прямой реакции;
введение избытка (увеличение концентрации) продуктов реакции
приводит к смещению равновесия в сторону обратной реакции.
Сместить равновесие можно также путем удаления (снижения концентрации) веществ из реакционной зоны.
Например, в системе
2SO
2(г)+O2(г)
2SO
3(г)
смещению равновесия в сторону прямой реакции будет способствовать увеличение концентрации SO
2
, O2 и снижение концентрации (от-
ведение из реакционной сферы) SO
3
.
Влияние температуры
Направление смещения равновесия в результате изменения температуры определяется знаком теплового эффекта реакции:
нагревание вызывает смещение равновесия в сторону процесса,
протекание которого сопровождается поглощением теплоты, т. е.
в сторону эндотермического процесса (H > 0);
понижение температуры приводит к смещению равновесия в сто-
рону процесса, сопровождающегося выделением теплоты, иначе
говоря, в сторону экзотермического процесса (H < 0).
14
15
Реакция синтеза аммиака
N
2(г)
+3H
2(г)
2NH
3(г)
, H
0
х.р
= –92 кДж
является экзотермической, поэтому при понижении температуры
равновесие в системе смещается в сторону прямой реакции, так как
этот процесс идет с выделением теплоты.
Влияние общего давления в системе
Повышение давления в системе смещает равновесие в направлении реакции, которая идет с уменьшением количества газообразных веществ, т. е. с уменьшением давления. Ум
еньшение давления
сп
особствует смещению химического равновесия в сторону реакции,
протекающей с увеличением количества газообразных веществ, т. е.
с увеличением давления.
Например, в реакции
N
2(г)
+3H
2(г)
2NH
3(г)
,
4 моль 2 моль
увеличение давления приведет к смещению равновесия в сторону
прямой реакции. В реакции
FeO
(к)
+CO
(г)
CO
2(г)
+Fe
(к)
1 моль 1моль
количество моль газообразных веществ в правой и левой части уравнения реакции одинаково, реакция протекает без изменения объема.
Следовательно, изменение давления на равновесие системы не повлияет.
Катализаторы не влияют на смещение равновесия.
Константа равновесия связана с энергией Гиббса следующим
соотношением:
G
о
= –RT lnKp ,
где G
о
– изменение энергии Гиббса химической реакции, кДж;
R – универсальная газовая постоянная
8,314 Дж / мо(K)ль·R
;
T – абсолютная температура, K;
K
p
– константа равновесия химической реакции.
15
16
3. КЛАССЫ ХИМИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
3.1. Оксиды
Оксиды – сложные вещества, состоящие из кислорода и какоголибо другого химического элемента. Степень окисления кислорода в
оксидах равна –2.
Оксиды
Солеобразующие
Несолеобразующие
Кислотные Амфотерные Основные CO, NO, N
2
O, NO2
Кислотные оксиды – это:
1) оксиды неметаллов, которым соответствуют кислоты (например,
CO
2(H2CO3
), SO2(H2SO3), SO3(H2SO4) и др.);
2) оксиды металлов в высокой положительной степени окисления
(+5, +6, +7; например, Mn
2O7
, CrO3, Bi2O5 и др.).
Химические свойства кислотных оксидов
1. Кислотные оксиды взаимодействуют с водой, образуя кислоты.
Исключение составляет SiO
2
, Bi2O5.
SO
3
+ H2O = H2SO4
Mn
2O7
+ H2O = 2HMnO4
2. Взаимодействуют с основными оксидами, образуя соль:
CO
2
+ CaO = CaCO3
3. Взаимодействуют с основаниями, образуя соль и воду:
SO
3
+ Ca(OH)2 = CaSO4 + H2O
Основные оксиды – это оксиды металлов (Na
2
O, CaO, MnO
и др.) в низкой степени окисления (+1, +2).
Химические свойства основных оксидов
1. Взаимодействуют с водой только оксиды щелочных (Li, Na, K, Rb,
Cs) и щелочноземельных (Ca, Sr, Ba) металлов, образуя основания
(щелочи):
BaO + H
2
O = Ba(OH)2
2. Основные оксиды взаимодействуют с кислотными оксидами,
образуя соли
SrO + CO
2
= SrCO
3
16
17
3. Взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду:
CuO + 2HCl = CuCl
2
+ H2O
Амфотерные оксиды – это такие оксиды металлов в степени
окисления +2, +3, +4, которые в зависимости от условий могут проявлять и основные, и кислотные свойства (ZnO, BeO, SnO, PbO,
Al
2O3
, Cr2O3, Fe2O3, SnO2, PbO2, TiO2, MnO2 и др.).
Химические свойства амфотерных оксидов
1. Амфотерные оксиды взаимодействуют с основаниями и основны-
ми оксидами:
ZnO + 2NaOH = Na
2
ZnO2 + H2O
ZnO +K
2
O = K2ZnO2
2. Взаимодействуют с кислотами и кислотными оксидами:
ZnO +H
2SO4
= ZnSO4 + H2O
ZnO + SO
3
= ZnSO4
Если элемент может образовывать несколько оксидов (гидрок-
сидов), то с увеличением степени окисления элемента кислотные
свойства его оксидов (гидроксидов) усиливаются:
MnO MnO
2
Mn2O7
основной амфотерный кислотный
оксид оксид оксид
Усиление кислотных свойств
-------------------------------
3.2. Кислоты
Кислоты – это сложные химические соединения, диссоцииру-
ющие в растворах с образованием катионов водорода (Н
+
) и кислот-
ных остатков.
Кислоты
Сильные электролиты Слабые и средней силы электро-
литы
HCl, HBr, HJ, HNO
3
, H2SO4,
HClO
4
HMnO4, H2Cr2O7, H2CrO4,
H
2
SеO4
Все остальные
(HF, H
3PO4
, H2CO3, HNO2, HClO,
H
2SO3
, H2S и т. д.,
а также все органические)
17
18
Названия часто встречающихся кислот и их солей
Кислота Общее
название солей
название формула
Азотистая HNO2 Нитриты
Азотная HNO3 Нитраты
Бромоводородная НBr Бромиды
Дихромовая H
2Cr2O7
Дихроматы
Иодоводородная HI Иодиды
Кремниевая H
2
SiO3 Силикаты
Марганцовистая [H2MnO4] Манганаты
Марганцовая HMnO4 Перманганаты
Сероводородная H
2
S Сульфиды
Сернистая H
2SO3
Сульфиты
Серная H
2SO4
Сульфаты
Тиосерная H
2S2O3
Тиосульфаты
Угольная H
2CO3
Карбонаты
Уксусная CH3COOH Ацетаты
Фосфорная (ортофосфорная) H3PO4 Фосфаты (ортофосфаты)
Фтороводородная HF Фториды
Хлороводородная (соляная) HCl Хлориды
Хлорноватистая HClO Гипохлориты
Хлористая HClO2 Хлориты
Хлорноватая HСlO3 Хлораты
Хлорная HСlO4 Перхлораты
Цианистоводородная HCN Цианиды
Химические свойства кислот
1. Кислоты взаимодействуют с основными оксидами, образуя соль
и воду:
2HNO
3
+ CuO = Cu(NO3)2 + H2O
2. Взаимодействуют с основаниями, образуя соль и воду:
H
2SO4
+ 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O
3. Кислоты реагируют с солями, образуя либо более слабую кислоту,
либо осадок, либо газ:
H
2SO4
+ 2CH3COONa = Na2SO4 + 2CH3COOH
сильная слабая
кислота кислота
H2SO4 +BaCl2 = BaSO4 + 2HCl
осадок
H2SO4 +Na2S = Na2SO4 + H2S
газ
18
19
4. Кислоты реагируют с активными металлами и металлами средней
активности с выделением водорода, а с H
2SO4
(конц.) и HNO3 реаги-
руют без выделения водорода (см. гл. 7 «Окислительно-восстановительные реакции»).
Zn + 2HCl = ZnCl
2
+ H2
5. Действие кислоты на индикатор:
Н
+
+ метилоранж красный цвет
Н
+
+ лакмус красный цвет
6. Разложение кислот (некоторых) при нагревании:
t
H2SO3 = SO2 + H2O
3.3. Основания
Основания – это сложные химические соединения, состоящие из
катионов металла (или иона аммония NH
4
+
) и гидроксогрупп (ОН–).
Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов называются
щелочами. Они хорошо растворимы в воде. Остальные основания
в воде практически нерастворимы, кроме NH
4
ОН.
ОСНОВАНИЯ
Сильные
электролиты
Слабые
электролиты
Все щелочи:
LiOH, NaOH, KOH, RbOH,
CsOH, Ca(OH)
2
, Sr(OH)2,
Ba(OH)
2
Все остальные основания:
Mg(OH)
2
, Cu(OH)2, Ni(OH)2,
Co(OH)
2
, Mn(OH)2, Fe(OH)
2,
NH4ОН и т. д.
Химические свойства оснований
1. Основания взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду:
Cu(OH)
2
+ 2HCl = CuCl2 + 2H2O
2. С кислотными оксидами, образуя соль и воду:
Ca(OH)
2
+ CO2 = CaCO3 + H2O
3. Щелочи реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами, образуя соль и воду:
2NaOH + Cr
2O3
= 2NaCrO2 + H2O
KOH + Cr(OH)
3
= KCrO2 + 2H2O
19
20
4. Щелочи взаимодействуют с растворимыми солями, образуя либо
слабое основание, либо осадок, либо газ:
2NaOH + NiCl
2
= Ni(OH)2 + 2NaCl
слабое
основание
2KOH + (NH4)2SO4 = 2NH3 + 2H2O + K2SO4
газ
Ba(OH)2 + Na2CO3 = BaCO3 + 2NaOH
осадок
5. Щелочи реагируют с некоторыми металлами, которым соответствуют амфотерные оксиды:
2NaOH + 2Al + 6H
2
O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2
6. Действие щелочи на индикатор:
OH
–
+ фенолфталеин малиновый цвет
OH
–
+ лакмус синий цвет
7. Разложение некоторых оснований при нагревании:
t
Сu(OH)2 CuO + H2O
Амфотерные гидроксиды – химические соединения, проявляющие свойства и оснований, и кислот. Амфотерные гидроксиды
соответствуют амфотерным оксидам (см. п. 3.1). Амфотерные гидроксиды записывают, как правило, в форме основания, но их можно
представить и в виде кислоты:
Zn(OH)
2
H2ZnO2
основание кислота
Химические свойства амфотерных гидроксидов:
1. Амфотерные гидроксиды взаимодействуют с кислотами и кислот-
ными оксидами:
Be(OH)
2
+ 2HCl = BeCl2 + 2H2O
Be(OH)
2
+ SO3 = BeSO4 + H2O
2. Взаимодействуют со щелочами и основными оксидами щелочных
и щелочноземельных металлов:
Al(OH)
3
+ NaOH = NaAlO2 + 2H2O;
H
3
AlO3 кислота метаалюминат натрия
(H
3
AlO3 HAlO2 + H2O)
2Al(OH)
3
+ Na2O = 2NaAlO2 + 3H2O
Все амфотерные гидроксиды являются слабыми электролитами.
20
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]