Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Химия. Учебное пособие для СПО
.pdf
7. Слабые основания при нагревании разлагаются:
t
2 Bi(OH)3 Bi2O3 + 3 H2O
1.4. Амфотерные оксиды и гидроксиды
Амфотерные оксиды — это оксиды металлов, которые мо-
гут проявлять свойства как основных, так и кислотных оксидов
(ZnO, Al2O3, Cr2O3, BeO, SnO, PвО и т. д.). Амфотерным оксидам соответствуют амфотерные гидроксиды, проявляющие свойства и оснований, и кислот. Формулы амфотерных гидроксидов
можно представить как в виде основания, так и в виде кислоты
(табл. 1.6).
Т а б л и ц а 1.6
Оксид
Основание Кислота
BeO Be(OH)
ZnO Zn(OH)
Al2O
Cr2O
3
3
Al(OH)
Cr(OH)
SnO Sn(OH)
SnO
2
Sn(OH)
PbO Pb(OH)
1
Приведенные здесь формулы кислот условны. Анионы таких кислот образуются в расплавах. В растворах существуют комплексные анионы — [Zn(OH)4]2–,
[Al(OH)6]3– и др.
2
Метаформы кислот образуют гидроксиды, содержащие три и более атома водорода. Их получают из ортоформы вычитанием молекулы воды: H3AlO3 – H2O
HAlO2.
2
2
3
3
2
4
2
H2BeO
H2ZnO
H3AlO
H3CrO
H2SnO
H4SnO
H2PbO
1
Метаформа кислоты
2
2
3
3
2
4
2
—
—
HAlO
HCrO
—
H2SnO
—
2
2
2
3
Химические свойства амфотерных оксидов и гидроксидов
Амфотерные оксиды и гидроксиды реагируют как с кислотами (и кислотными оксидами), так и с сильными основаниями
(и соответствующими оксидами). При этом в реакциях с основаниями и основными оксидами амфотерные соединения про-
1 1
Гидроксид
являют кислотные свойства, т. е. входят в состав образующейся
соли в виде кислотного остатка соответствующей кислоты.
Пример 1. Докажите амфотерность оксида цинка, составив уравне-
ния соответствующих реакций.
1. Составляем уравнения реакций между ZnO и кислотой,
например серной, и кислотным оксидом:
ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O
основной кислота
оксид
ZnO + SO3 = ZnSO
основной кислотный
оксид оксид
4
2. Составляем уравнения реакций между ZnO и сильным
основанием и основным оксидом:
ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O
оксид
кислотный основной
оксид оксид
Пример 2. Докажите амфотерность гидрооксида алюминия, соста-
вив уравнения соответствующих реакций.
кислотный основание
ZnO + K2O = K2ZnO
2
1. Составляем уравнения реакций гидроксида алюминия
Al(OH)3 c кислотой и кислотным оксидом:
Al(OH)3 + 3 HCl = AlCl3 + 3 H2O
основание кислота
2 Al(OH)3 + P2O5 = 2 AlPO4 + 3 H2O
основание кислотный
оксид
2. Составляем уравнения реакций гидроксида алюминия
Al(OH)3 с сильным основанием и основным оксидом:
расплав
Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2 H2O
кислота щелочь
H3AlO3 или HAlO
2
1 2
раствор
Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4]
расплав
2 Al(OH)3 + Na2O = 2 NaAlO2 + 3 H2O
кислота основной
H3AlO3 или HAlO
оксид
2
Если элемент образует несколько оксидов (гидроксидов), то
с увеличением степени окисления элемента кислотные свойства
его оксидов (гидроксидов) усиливаются:
CrO Cr2O3 CrO
основной амфотерный кислотный
оксид оксид оксид
Усиление кислотных свойств
3
1.5. Соли
Соли — это сложные вещества, состоящие из ионов металла
и кислотного остатка. Соли представляют собой продукты полного или частичного замещения ионов водорода в кислотах. Типы
солей: средние (нормальные), кислые и основные.
Средние соли — это продукты полного замещения катионов
водорода в кислотах ионами металла (или NH
NH4NO3 и др.
Химические свойства средних солей
1. Соли вступают в реакцию с кислотами, щелочами и другими солями, если в результате образуются более слабая кислота или основание, осадок, газ:
Na2СO3 + 2 HNO3 = H2СO3 + 2 NaNO
сильная слабая
кислота кислота
CuSO4 + 2 KOH = Cu(OH)2 + K2SO
сильное слабое
основание основание
+)
: Na2CO3, CuSO4,
4
3
4
СaCl2 + 2 AgNO3 = 2 AgCl + Ca(NO3)
NH4Cl + NaOH = NH3 + H2O + NaCl
Na2CO3 + KCl не реагирует.
2
1 3
2. Соли взаимодействуют с металлами. Более активный
металл вытесняет менее активный из раствора его соли (прил.,
табл. 1):
Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu
более
активный металл
Кислые соли — это продукты неполного замещения катионов водорода в кислотах ионами металла (или аммония):
NaHCO3, NH4HS, Ca(H2PO4)2 и т. д. Кислые соли могут быть
образованы только многоосновными кислотами. Практически
все кислые соли хорошо растворимы в воде.
Получение кислых солей и перевод их в средние
1. Кислые соли получают при взаимодействии избытка кислоты или кислотного оксида с основанием или основным оксидом:
H2CO3 + NaOH = NaHCO3 + H2O
избыток основание кислая соль
кислоты
CO2 + NaOH = NaHCO
кислотныйоснование кислая соль
оксид
3
(CO2 + H2O = H2CO3)
2 H2CO3 + CaO = Ca(HCO3)2 + H2O
кислота основной
оксид
2. Кислые соли получают из средних солей, добавляя кислоту
одноименную:
Na2SO3 + H2SO3 = 2 NaHSO
3
другую:
Na2SO3 + HCl = NaHSO3 + NaCl
3. Кислые соли переводят в средние, добавляя щелочь:
NaHCO3 + NaOH = Na2CO3 + H2O
1 4
Основные соли — это продукты неполного замещения гидроксогрупп (OH–) основания кислотным остатком, например
MgOHCl, AlOHSO4 и т. д.
Основные соли могут быть образованы только слабыми основаниями многовалентных металлов. Эти соли, как правило,
труднорастворимы.
Получение основных солей и перевод их в средние
1. Основные соли получают при взаимодействии избытка
основания с кислотой или кислотным оксидом:
Mg(OH)2 + HCl = MgOHCl + H2O
избыток кислота основная соль
основания
Fe(OH)3 + SO3 = FeOHSO4 + H2O
избыток кислотный основная
основания оксид соль
2. Основные соли получают из средней соли, добавляя ще-
лочь:
Fe2(SO4)3 + 2 NaOH = 2 FeOHSO4 + Na2SO
4
3. Основные соли переводят в средние, добавляя кислоту
(лучше одноименную):
MgOHCl + HCl = MgCl2 + H2O
одноименная
кислота
2 MgOHCl + H2SO4 = MgCl2 + MgSO4 + 2 H2O
ЗАДАНИЯ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЯ
1. Определите характер указанных оксидов — основной,
кислотный, амфотерный; составьте молекулярные и ионные
уравнения возможных реакций между этими оксидами и каждым из предложенных соединений: H2O, H2SO4, Na2O, KOH.
1. CaO, Al2O3, SeO
2
5. K2O, SeO3, SnO
2. Cl2O, NiO, ZnO 6. CO2, FeO, PbO
3. Li2O, I2O5, BeO 7. Cs2O, Mn2O7, Cr2O
4. SnO, MgO, N2O
5
8. NiO, N2O5, BeO
3
1 5
9. PbO, SO3, CuO 17. As2O5, SnO2, Rb2O
10. P2O5, BaO, Cr2O
11. CoO, SnO2, As2O
3
5
18. MgO, SO2, Al2O
19. P2O5, CoO, ZnO
3
12. FeO, SO2, BeO 20. SO3, Al2O3, CdO
13. N2O3, CdO, Cr2O
14. Cl2O7, SrO, SnO
3
2
21. CaO, CO2, SnO
22. PbO, N2O3, SrO
15. CrO3, MnO, ZnO 23. FeO, CrO3, BeO
16. SiO2, CaO, Al2O
3
24. BaO, ZnO, Cl2O
7
2. Составьте молекулярные и ионные уравнения для следующих превращений (см. прил., табл. 2). Растворимость солей,
не приведенных в таблице селенидов и теллуридов, указана в задании: Р — растворимая соль, Н — нерастворимая соль.
1. а) CuSO4 (CuOH)2SO4 CuSO4 Cu(OH)2 CuO
б) Na2CO3 NaHCO3 H2CO3 CaCO3 CaCl
2. a) Ni(OH)2 NiOHCl NiCl2 Ni(NO3)2 Ni(OH)
б) H3PO4 KH2PO4 K2HPO4 K3PO4 H3PO
3. а) Fe2(SO4)3 FeOHSO4 Fe(OH)3 Fe2(SO4)3 FeCl
2
2
4
3
б) NaHS Na2S NaHS H2S K2S PbS
4. а) AlOH(NO3)2 Al(NO3)3 Al(OH)3 AlOHCl2
Al(OH)
3
б) K2SO3 KHSO3 H2SO3 Na2SO3 CaSO
3
5. а) Pb(NO3)2 PbOHNO3 Pb(OH)2 Na2PbO2 Pb(OH)
б) Na3PO4 Ca3(PO4)2 CaHPO4 H3PO4 K3PO
4
2
6. а) Mg(OH)2 MgOHCl MgCl2 Mg(NO3)2 Mg(OH)
б) H2Se Li2Se(р) LiHSe Li2Se H2Se
7. а) CrCl3 CrOHCl2 Cr(OH)3 CrOHSO4 Cr2(SO4)
б) KOH KHCO3 K2CO3 BaCO3 H2CO
3
3
8. a) SnSO4 (SnOH)2SO4 Sn(OH)2 Na2SnO2 Sn(OH)
б) H2SO3 NaHSO3 Na2SO3 NaHSO3 H2SO
9. а) CoSO4 (CoOH)2SO4 Co(OH)2 CoCl2 Co(NO3)
б) CaCl2 Ca3(PO4)2 Ca(H2PO4)2 CaHPO4 H3PO
10. a) Al2(SO4)3 AlOHSO4 Al(OH)3 KAlO2 Al(OH)
б) Na2CO3 BaCO3 Ba(HCO3)2 H2CO3 CaCO
11. а) SnO Na2SnO2 Sn(OH)2 SnOHCl SnCl
3
2
4
3
3
2
2
2
1 6
б) P2O
12. а) NiBr
б) SO
13. a) FeCl
б) MgCO
14. a) Al2O
H
5
Ni(OH)2 (NiOH)
2
H
3
Fe(NO
3
Mg(HCO
3
NaAlO2 Al(OH)3 AlOHCl2 AlCl
3
NaH
3PO4
NaHSO4 Na
2SO4
3)3
Na
2PO4
2SO4
2SO4
Fe(OH)3 FeOHSO4 Fe
H
3)2
2CO3
б) Na2S NaHS H2S K2S CuS
15. а) Cr(NO3)
б) BaSe (р) Ba(HSe)
16. а) Be(NO3)
б) Na2HPO
17. а) Pb(NO3)
б) SO
18. а) CuBr
б) H2CO
19. а) CoCl
Cr(OH)
3
BeOHNO3 Be(OH)2 Na
2
H
4
3PO4
PbOHNO3 Pb(NO
2
BaSO3 Ba(HSO
2
Cu(NO
2
KHCO3 K
3
CoOHCl Co(OH)2 CoSO4 CoCl
2
3)2
Cr(OH)3 Cr
2NO3
H
Se Na2Se NiSe (н)
2
2
KH
® K3PO4 ® Ca3(PO4)
2PO4
BaSO3 H
3)2
CuOHNO3 Cu(OH)2 CuO
CaCO3 H
2CO3
б) H2S NaHS Na2S H2S BaS
20. а) Cr(OH)
CrOHCl2 CrCl3 Cr(OH)3 NaCrO
3
б) NaHSe Na2Se H2Se K2Se CoSe (н)
21. а) Bi(NO3)
Bi(NO3)
3
б) CaCl
22. а) BeSO
б) Li2CO
23. а) Al2(SO4)
BiOH(NO
3
CaCO3 Ca(HCO
2
(BeOH)
4
LiHCO3 H
3
3
2SO4
AlOHSO4 Al(OH)3 KAlO2 Al(OH)
Bi(OH)3 Bi(OH)
3)2
3)2
Be(OH)2 BeOHNO3 Be(NO
BaCO3 BaBr
2CO3
б) Na2Te NaHTe H2Te K2Te ZnTe (н)
24. а) Pb(NO3)
б) Na3PO
Pb(OH)2 K
2
Mg
4
(PO4)
3
H
2
PbO
2
3PO4
HPO
2
H
Pb(OH)2 PbOHNO
2
NaH
Na
4
3PO4
NiSO4 NiBr
BaSO
4
NaHCO3 Na
3
(SO4)
2
BeO
2
Pb(OH)2 PbSO
3)2
Li
2CO3
2PO4
3
Be(OH)
2
2SO3
2CO3
2CO3
2
Na
CrBr
2
2
(SO4)
2
2CO3
2
2
2NO3
(н)
HPO
3
3
2
4
2
3)2
3
3
4
1 7
2. ОСНОВЫ ХИМИЧЕСКОЙ
ТЕРМОДИНАМИКИ. ХИМИЧЕСКОЕ
РАВНОВЕСИЕ
Химическая термодинамика — наука об энергетических
эффектах, сопровождающих химические реакции, о возможности и условиях самопроизвольного протекания химических процессов.
2.1. Термодинамические расчеты
Для определения возможности самопроизвольного прохождения реакции при некоторой температуре T, постоянном давлении и стандартных состояниях исходных веществ и продуктов реакции необходимо рассчитать следующие термодинамические функции:
реакции;
кого потенциала (энергии Гиббса) реакции.
туре 298 К (H
щей из закона Гесса:
где H
ния продуктов реакции и исходных веществ (приведены в справочниках термодинамических величин. Следует учесть, что стандартные энтальпии образования простых веществ равны нулю);
ni и nj — коэффициенты при формулах соответствующих ве-
ществ в стехиометрическом уравнении реакции.
0
H
S
G
298 хим. р
0
298 хим. р
0
298 хим. р
— стандартное изменение энтальпии (энтальпию)
— стандартное изменение энтропии в ходе реакции;
— стандартное изменение изобарно-изотермичес-
Стандартная энтальпия химической реакции при темпера-
0
) рассчитывается по формуле, вытекаю-
298 х им. р
H
0
298 прод. р
0
298 хим. р
и H
= n
0
298 исходн. в
i
H
0
298 прод. р
— nj H
0
298 исходн. в
— стандартные энтальпии образова-
(1)
1 8
Значение H
0
характеризует теплоту химической ре-
298 хим. р
акции, проведенной при постоянном давлении и постоянной температуре. Если H
тепла (экзотермическая реакция), если H
0
298 хим. р
< 0, реакция протекает с выделением
0
298 хим. р
> 0 — реак-
ция эндотермическая.
Стандартное изменение энтропии в ходе реакции рассчитывается по формуле:
где S
0
298 прод. р
S
и S
0
298 хим. р
0
298 исходн. в
= ni S
0
298 прод. р
— nj S
0
298 исходн. в
(2)
— стандартные энтропии продуктов реакции и исходных веществ; ni и nj — коэффициенты при формулах в стехиометрическом уравнении реакции.
Стандартное значение энергии Гиббса химической реакции
при t = 298 К можно рассчитать двумя способами.
где G
1. G
0
298 прод. р
0
298 хим. р
и G
= ni G
0
298 исходн. в
0
298 прод. р
— nj G
0
298 исходн. в
(3)
— справочные значения стандартных энергий Гиббса образования продуктов реакции и исходных веществ; ni и nj — коэффициенты при формулах соответствующих веществ в стехиометрическом уравнении реакции.
2. G
0
298 хим. р
= H
0
298 хим. р
— 298 S
0
298 хим. р
(4)
Стандартное значение энергии Гиббса при других темпера-
турах рассчитывают по формуле:
0
G
298 хим. р
Если рассчитанное значение G
H
0
298 хим. р
— T S
0
меньше нуля, при данной
T
0
298 хим. р
(5)
температуре и стандартных состояниях веществ возможно самопроизвольное протекание прямой реакции, при G
0
> 0 воз-
T
можна обратная реакция.
Пример. Рассчитайте значения стандартной энтальпии и стандартной энергии Гиббса при температурах 298 К и 1000 К для реакции
CO
+ Cтв = 2 CO
2(газ)
(газ)
Постройте график зависимости энергии Гиббса от температуры.
Укажите область температур, в которой возможно самопроизвольное протекание прямой реакции.
1 9
Решение
Выпишем значения H
0
298
и S
0
для всех реагентов и про-
298
дуктов реакции (см. прил., табл. 3).
Т а б л и ц а 2.1
Вещество H
СО
(г)
С
(т, графит)
СО
2(г)
0
, кДж/моль S
298
–110,6 197,7 –137,2
0 5,74 0
–393,8 213,8 394,6
0
, Дж/(мольЧ K) G
298
0
, кДж/моль
298
Рассчитаем изменение энтальпии реакции по формуле (1):
H
0
298 хим. р
= 2H
0
298 СО
— (H
0
298 СО
+ H
2
0
298 С
) =
= 2 моль · (–110,6 кДж/моль) – (1моль · 0 кДж/моль –
– 1моль · 393,8 кДж/моль) = –221,2 кДж + 393,8 кДж =
= 172,6 кДж.
0
H
> 0 — реакция эндотермическая.
298 хим. р
Рассчитаем изменение энтропии в ходе реакции (формула (2)):
S
0
298 хим. р
= 2S
0
298 СО
— (S
0
298 СО
+ S
2
0
298 С
) =
= 2 моль · 197,7 Дж/(моль · K) – (1 моль · 213,8 Дж/(моль · K) +
+ 1 моль · 5,74 Дж/(моль · K) = 175,5 Дж/К.
0
S
298 хим. р
> 0 — беспорядок в системе увеличивается.
Изменение энергии Гиббса при 298 К можно рассчитать как
по формуле (3), так и по формуле (4).
1. G
0
298 хим. р
= 2
G
0
298 СО
— (G
0
298 СО
+ G
2
0
298 С
) =
= 2 моль · (–137,2 кДж/моль) – (1моль · 0 кДж/моль –
– 1 моль · 394,6 кДж/моль) = 120 КДж.
G
2. G
0
298 хим. р
0
298 хим. р
– 298 K · 175,5 · 10
> 0 — самопроизвольное протекание прямой ре-
= H
0
298 хим. р
— TS
0
= 172,6 кДж —
298 хим. р
–3
Дж/К = 120 КДж.
акции при 298 К и стандартных состояниях веществ невозможно.
2 0
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]