Курило_ТОХ

21

2. Щелочи получают:

а) преимущественно электролизом водных растворов солей: 2NaCl + 2H2O ¾электролиз¾¾¾¾® 2NaOH + H2 + Cl2;

б) при взаимодействии металлов с водой:

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2;

в) при взаимодействии оксидов с водой: CaO + H2O = Ca(OH)2.

Кислоты

Кислоты – это сложные вещества, при диссоциации которых в растворе образуются ионы водорода.

Кислоты – сложные вещества, которые состоят из атомов водорода, способных замещаться атомами металла, а также атомов или групп атомов, называемых кислотными остатками.

Классификация кислот

1.По составу:

-бескислородные (HCl, H2S, HCN)

-кислородсодержащие (HNO3, H2SO4, H3AsO4)

2.По основности:

-одноосновные: HCl, HNO3;

-многоосновные

а) двухосновные (H2SO3, H2SeO4); б) трехосновные (H3РО4, H3AsO4);

в) четырехосновные (H4Р2О7, H4SiO4) и т.д.

Основность кислоты определяют по числу атомов водорода в кислоте, способных замещаться на атомы металла.

3.По силе. Сильные — диссоциируют практически полностью (HCl, HNO3, H2SO4,); слабые — константа диссоциации в меньшей степени 1·10-3 (например, уксусная кислота СН3СООН Kд= 1,8·10-5).

4.По устойчивости Устойчивые (H2SO4) и неустойчивые (H2CO3, H2SO3 ).

5.По летучести. Летучие (H2S, HCl) и нелетучие.

6.По растворимости в воде Растворимые (H2SO4) и нерастворимые

(H2SiO3);

Номенклатура кислот Бескислородные кислоты называются: HCl(кисл.) – хлороводородная кислота; H2Se(кисл.) – селеноводородная кислота.

Для некоторых кислот употребляют также исторически сложившиеся тривиальные названия, не связанные с какой-либо строгой системой: HCN – синильная кислота, HCl – соляная кислота, HF – плавиковая кислота.

Название кислородсодержащей кислоты дают по названию образующего ее элемента, причем, если данный элемент образует несколько кислот, в которых проявляет разные степени окисления, то в названиях этих кислот используют разные суф-

22

фиксы. Названия кислот, соответствующих высшей степени окисления элемента, содержат суффикс « -н» или « -ов» : H2SО4 – серная, H3AsO4 – мышьяковая. В названии кислот, в которых элемент имеет меньшую степень окисления, добавляют суффикс « - ист» : H2SО3 – сернистая, H3AsO3 – мышьяковистая.

Если данный элемент образует несколько кислот, в которых проявляет одинаковую степень окисления, но отличающихся по содержанию воды, то к названию кислоты с минимальным ее содержанием добавляется приставка «мета-», а с максимальным

– приставка «орто-», например: H2SiO3 – метакремневая кислота, H4SiO4 – ортокремневая кислота. Многие мета-формы кислот полимерны: (НРО3)n – полиметафосфорная кислота.

В случае образования данным элементом нескольких кислот, в кислотном остатке которых содержатся два, три и более атомов элемента, кислоты называются с числительными приставками ди-, три-, тетра- и т. д. Например:

Названия наиболее часто встречающихся на практике кислот и соответствующих им кислотных остатков

24

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2.

б) с основными и амфотерными оксидами: 2HCl + CaO = CaCl2 + H2O;

H2SO4 + ZnO = ZnSO4 + H2O.

в) с основаниями (реакция нейтрализации):

NaOH + HNO3 = NaNO3 + H2O.

г) с солями (при условии образования осадка, газа или более слабой кислоты): 2HCl + СаСО3 = CaCl2 + CO2− + H2O;

2H3PO4 + 3CaCl2 = Ca3(PO4)2↓ + 6HCl;

CH3COONa + HCl = NaCl + CH3COOH.

2. Кислоты могут разлагаться при нагревании, действии осушителей или света:

4HNO3 ¾t® 4NO2 + 2H2O + O2; 2HNO3 + Р2О5 = 2НРО3 + N2O5;

Получение кислот

1.Растворение кислотных оксидов в воде:

SO3 + H2O = H2SO4;

Cl2O7 + H2O = 2HClO4.

2.Вытеснение из солей действием более сильной кислоты:

Сa3(PO4)2 + 3H2SO4 = 3CaSO4 + 2H3PO4.

По способности вытеснить друг друга из солей кислоты можно расположить в ряд, в котором предшествующие кислоты вытесняют последующие:

H2SO4 HCl, HNO , H PO HNO2 CH3COOH Н2СО3 H2SiO3

144423443 434

эти кислоты друг друга не вытесняют

Уменьшение силы кислоты

3. Бескислородные кислоты получают, растворяя в воде продукт взаимодействия простых веществ с водородом:

H2 + Cl2 = 2HCl.

Соли

Солями называются соединения, состоящие из атомов металла и кислотного остатка. Соли можно рассматривать как продукты реакции нейтрализации, в которой атомы водорода кислоты и гидроксогруппы основания соединяются, образуя воду, а атомы металла и кислотный остаток образуют соль:

Ba(OH)2 + H2SO4 → BaSO4 + 2H2O.

Классификация солей:

26

Приставки «мета-», «орто-», «ди-», «три-» и т. д. переходят в название кислотного остатка из названия кислоты:

NaBO2 – метаборат натрия, Na4P2O7 – дифосфат натрия.

Кислотные остатки бескислородных кислот имеют суффикс «-ид»: AgBr – бромид серебра, CaCl2 – хлорид кальция.

Названия кислых солей составляют, добавляя к названию кислотного остатка приставки «гидро-», «дигидро-» и т. д., которая отражает число незамещенных на металл атомов водорода:

NaHSO3 – гидросульфит натрия, NaH2PO4 – дигидрофосфат натрия.

Названия основных солей содержат приставку «гидроксо-», «дигидроксо-» и т. д. перед названием металла, которая отражает число незамещенных на кислотный остаток гидроксогрупп:

AlOHSO4 – сульфат гидроксоалюминия, [ Fe(OH)2]2SO4 – сульфат дигидроксожелеза (III).

Средние соли

Получение

Большинство способов получения солей основано на взаимодействии веществ с противоположными свойствами:

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) Ооснования с кислотой:

Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O 8) Соли с кислотой:

MgCO3 + 2HCl = MgCl2 + H2O + CO2 BaCl2 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2HCl

9) Раствора основания с раствором соли:

Ba(OH)2 + Na2SO4 = 2NaOH + BaSO4↓

10) Растворов двух солей

3CaCl2 + 2Na3PO4 = Ca3(PO4)2↓ + 6NaCl

Химические свойства солей 1.Термическое разложение.

CaCO3 = CaO + CO2 2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2 + O2 NH4Cl = NH3 + HCl

27

2.Обменные реакции с кислотами, основаниями и другими солями. AgNO3 + HCl = AgCl + HNO3

Fe(NO3)3 + 3NaOH = Fe(OH)3 + 3NaNO3

CaCl2 + Na2SiO3 = CaSiO3 + 2NaCl

3. Окислительно-восстановительные реакции, обусловленные свойствами ка-

тиона или аниона (подробнее рассматриваются позже).

2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2 + 8H2O 4. Гидролиз (подробнее рассматривается позже).

Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S

FeCl3 + H2O = Fe(OH)Cl2 + HCl Na2S + H2O = NaHS +NaOH

Кислые соли

Получение.

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

Химические свойства.

1.Термическое разложение с образованием средней соли

Ca(HCO3)2 = CaCO3 + CO2 + H2O

2.Взаимодействие со щёлочью. Получение средней соли. Ba(HCO3)2 + Ba(OH)2 = 2BaCO3 + 2H2O

Основные соли

Получение 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

Химические свойства. 1.Термическое разложение.

[Cu(OH)]2CO3(малахит) = 2CuO + CO2 + H2O

2.Взаимодействие с кислотой: образование средней соли.

Sn(OH)Cl + HCl = SnCl2 + H2O

Взаимные превращения и способы получения кислых, средних и основных солей можно представить схемой:

28

щелочь

кислота

Рассмотрим на примерах все возможные взаимные превращения кислых, средних и основных солей:

1.FeSO4 + H2SO4 ® Fe(HSO4)2.

2.Fe(HSO4)2 + 2KOH ® FeSO4 + K2SO4 + 2H2O.

3.2FeSO4 + 2KOH ® (FeOH)2SO4 + K2SO4.

4.(FeOH)2SO4 + H2SO4 ® 2FeSO4 + 2H2O.

ГЕНЕТИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ МЕЖДУ РАЗЛИЧНЫМИ КЛАССАМИ СОЕДИНЕНИЙ

Графическое изображение формул

Графические изображения формул соединений хорошо передают элементы строения соединений с молекулярной структурой, показывая, какие атомы непосредственно связаны друг с другом. Умение составлять их позволяет глубже понять генетическую связь между соединениями, относящимися к различным классам неорганических соединений. Эта модель изображения формулы соединения базируется на следующих допущениях. Каждый элемент имеет в соединении определенную степень окисления (положительную или отрицательную), число черточек, отходящих от элемента, равно его степени окисления, непосредственно друг с другом могут соединяться элементы с разными по знаку степенями окисления.

29

30

3.ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

Центральным в химии является учение о превращениях веществ, в том числе об энергетике и кинетике химических реакций. Усвоение этого учения позволит предсказывать возможность и направление химических и физико-химических процессов, 'рассчитывать энергетические эффекты и энергозатраты, скорость получения и выход продуктов реакции, воздействовать на скорость химических процессов, а также предупреждать нежелательные реакции в тех или иных устройствах, установках и приборах.

Химическая термодинамика - это область химии, изучающая химические реакции, фазовые переходы, а также превращения энергии в различных химических процессах, направление и пределы их самопроизвольного протекания.

Основным объектом изучения термодинамики является система, под которой понимают совокупность объектов, отделенную от всех других, которая подвергается теоретическому или экспериментальному изучению. Внешняя среда – объекты, окружающие систему. Границы между системой и внешней средой могут быть как физически действительными, так и условными.

Система бывает:

∙открытой, если через границу, разделяющую систему и внешнюю среду, может происходить обмен веществом и энергией (например, жидкость и ее пар).

∙закрытой, если она может обмениваться с внешней средой энергией и не может обмениваться веществом (например, газ в баллоне).

∙изолированной, е система не в состоянии обмениваться в внешней средой ни веществом, ни энергией. (например, запаянная ампула, полностью изолированная от внешней среды).

Обмен энергией между системой и внешней средой может осуществляться в различных формах: тепловая, механическая, электрическая энергия, энергия излучения могут превращаться друг в друга. В превращениях, протекающих в ходе химических реакций, участвуют, как правило, тепловая энергия Q и механическая (или работа) А. Теплота и работа измеряются в джоулях (Дж), килоджоулях (кДж) и мегаджоулях (МДж) и т.д.

При протекании химических реакций изменяется энергетическое состояние системы, в которой идет эта реакция. Состояние системы определяется параметрами со- стояния (давление (р), температура ( Т ), объем ( V ), химическое количество вещества (п ), состав системы и др.). Экстенсивные параметры зависят от количества вещества, находящегося в системе (масса, оъем, энергия). Интенсивные параметры не зависят от количества вещества, находящегося в системе (температура, плотность, давление). Состояние системы и происходящие в ней изменения характеризуются функциями со- стояния (внутренняя энергия (U), энтальпия (Н ), энтропия (S), энергия Гиббса (G ) и др.), зависящими от параметров состояния системы и не зависящих от пути перехода системы из одного состояния в другое.

Втермодинамике свойства системы рассматриваются при ее равновесном состоянии. Термодинамическое состояние системы называют равновесным в том случае, когда его термодинамические параметры одинаковы во всех точках системы и не изменяются самопроизвольно (без затраты работы) во времени.