8. Химические свойства оснований, классификация, номенклатура, получение. Амфотерные гидроксиды и оксиды

Основания - Это химическое соединение, способное образовывать ковалентную связь с протоном (основание Бренстеда) либо с вакантной орбиталью другого химического соединения (основание Льюиса)

Химические свойства оснований

Щелочи	Нерастворимые основания
Изменение окраски индикторов
фенолфталеин - малиновый метилоранж - оранжевый лакмус- синий универсальный индикатор - от синего до фиолетового	не меняют
Взаимодействие с кислотами (реакция нейтрализации)
2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O	Cu(OH)2+2HNO3=Cu(NO3)2+2H2OCu(OH)2+2HNO3=Cu(NO3)2+2H2O
Взаимодействие с кислотными оксидами
SO2+2KOH=K2SO3+H2O4SO2+2KOH=K2SO3+H2O4	−−
Взаимодействие с амфотерными оксидами
Al2O3+6NaOH+3H2O=2Na3[Al(OH)6]Al2O3+6NaOH+3H2O=2Na3[Al(OH)6] в растворе Al2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2OAl2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2O в расплаве	−−
Взаимодействие с солями
средними (правило Бертолле): 2NaOH+MgSO4=Mg(OH)2↓+Na2SO42NaOH+MgSO4=Mg(OH)2↓+Na2SO4 кислыми: NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2ONaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O	−−
Разложение при нагревании
не разлагаются, кроме LiOH: 2LiOH−→−−−−−800∘C,H2Li2O+H2O2LiOH→800∘C,H2Li2O+H2O	Cu(OH)2=CuO+H2OCu(OH)2=CuO+H2O
Взаимодействие с неметаллами
2NaOH(конц., хол.)+Cl2=NaClO+NaCl+H2O2NaOH(конц., хол.)+Cl2=NaClO+NaCl+H2O 6NaOH(конц., гор.)+3Cl2=NaClO3+5NaCl+3H2O6NaOH(конц., гор.)+3Cl2=NaClO3+5NaCl+3H2O	−−

Методы получения оснований

1. электролиз водных растворов солей активных металлов:

2NaCl+2H2O=2NaOH+H2↑+Cl2↑2NaCl+2H2O=2NaOH+H2↑+Cl2↑

В ходе электролиза солей металлов, стоящих в ряду напряжения до алюминия, на катоде происходит восстановление воды с выделением газообразного водорода и гидроксид-ионов. Катионы металла, образованные в ходе диссоциации соли, образуют с полученными гидроксид-ионами основания.

2. взаимодействие металлов с водой:  2Na+2H2O=2NaOH+H2↑2Na+2H2O=2NaOH+H2↑ Этот метод не находит практического применения ни в лаборатории, ни в промышленности

3. взаимодействие оксидов с водой:  CaO+H2O=Ca(OH)2CaO+H2O=Ca(OH)2

4. обменные реакции (можно получать и растворимые и нерастворимые основания): Ba(OH)2+K2SO4=2KOH+BaSO4↓Ba(OH)2+K2SO4=2KOH+BaSO4↓ CuCl2+2NaOH=Cu(OH)2↓+2NaNO3

Амфотерные соединения – это вещества, которые в зависимости от условий реакций проявляют кислотные или основные свойства.

Ам­фо­тер­ные гид­рок­си­ды – нерас­тво­ри­мые в воде ве­ще­ства, и при на­гре­ва­нии они раз­ла­га­ют­ся на оксид ме­тал­ла и воду:

Zn(OH)₂ = ZnO + H₂O

2Fe(OH)₃ = Fe₂O₃ + 3H₂O

2Al(OH)₃ = Al₂O₃ + 3H₂O

При­ме­ром ам­фо­тер­но­го гид­рок­си­да может слу­жить гид­рок­сид цинка. Фор­му­ла этого гид­рок­си­да в ос­нов­ной форме – Zn(OH)₂. Но можно за­пи­сать фор­му­лу гид­рок­си­да цинка в кис­лот­ной форме, по­ста­вив на пер­вое место атомы во­до­ро­да, как в фор­му­лах неор­га­ни­че­ских кис­лот: H₂ZnO₂ (Рис. 1). Тогда ZnO₂^2- будет кис­лот­ным остат­ком с за­ря­дом 2-.

Осо­бен­но­стью ам­фо­тер­но­го гид­рок­си­да яв­ля­ет­ся то, что в нем мало раз­ли­ча­ют­ся по проч­но­сти связи О-Н и Zn-O. От­сю­да и двой­ствен­ность свойств. В ре­ак­ци­ях с кис­ло­та­ми, го­то­вы­ми от­дать ка­ти­о­ны во­до­ро­да, гид­рок­си­ду цинка вы­год­но раз­ры­вать связь Zn-O, от­да­вая ОН-груп­пу и вы­сту­пая в роли ос­но­ва­ния. В ре­зуль­та­те таких ре­ак­ций об­ра­зу­ют­ся соли, в ко­то­рых цинк яв­ля­ет­ся ка­ти­о­ном, по­это­му их на­зы­ва­ют со­ля­ми ка­ти­он­но­го типа:

Zn(OH)₂ + 2HCl = ZnCl₂ + 2H₂O

Амфотерные оксиды — солеобразующие оксиды, проявляющие в зависимости от условий либо осно́вные, либо кислотные свойства (то есть проявляющие амфотерность). Образуются переходными металлами. Металлы в амфотерных оксидах обычно проявляют степень окисления от III до IV, за исключением ZnO, BeO, SnO, PbO.

Амфотерные оксиды обладают двойственной природой: они могут взаимодействовать с кислотами и с основаниями (щелочами):

Al₂O₃ + 6HCl = 2AlCl₃ + 3 H₂O,

Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O = 2Na[Al(OH)₄].

Типичные амфотерные оксиды: H₂O, BeO, Al₂O₃, Cr₂O₃, Fe₂O₃ и др.

9. Химическая термодинамика. Понятия системы, энтропия, энтальпия, тепловой эффект химической реакции, закон Гесса и его следствие. Эндотерм и Экзотерм реакции, 1 и 2 законы термодинамики, Скорость химической реакции (факторы влияющие), правило Вант- Гоффа, уравнение Вант- Гоффа.

Химическая термодинамика – наука, изучающая условия устойчивости систем и законы.

Термодинамика – наука о макросистемах.

Термодинамическая система – макроскопическая часть окружающего мира, в которой протекают различные физические и химические процессы.

Дисперсной системой называется гетерогенная система, в которой мелкие частицы одной фазы равномерно распределены в объеме другой фазы.

Энтропия (От греческого entropia) - поворот, превращение. Понятие энтропии впервые было введено в термодинамике для определения меры необратимого рассеяния энергии. Энтропия широко применяется и в других областях науки: в статистической физике как мера вероятности осуществления какого -- либо макроскопического состояния; в теории информации -- мера неопределенности какого-либо опыта (испытания), который может иметь разные исходы. Все эти трактовки энтропии имеют глубокую внутреннюю связь.

Энтальпия (тепловая функция, теплосодержание) — термодинамический потенциал, характеризующий состояние системы в термодинамическом равновесии при выборе в качестве независимых переменных давления, энтропии и числа частиц.

Проще говоря, энтальпия — это та энергия, которая доступна для преобразования в теплоту при определенном постоянном давлении.

Тепловые эффекты принято указывать в термохимических уравнениях химических реакций, используя значения энтальпии (теплосодержания) системы ΔН.

Если ΔН < 0, то теплота выделяется, т.е. реакция является экзотермической.

Для эндотермических реакций ΔН > 0.

Тепловой эффект химической реакции — это выделенная или поглощенная теплота при данных количествах реагирующих веществ.

Тепловой эффект реакции зависит от состояния веществ.

Рассмотрим термохимическое уравнение реакции водорода с кислородом:

2H2(г)+ O2(г)= 2H2 O(г), ΔH=−483.6 кДж

Эта запись означает, что при взаимодействии 2 моль водорода с 1 моль кислорода образуются 2 моль воды в газообразном состоянии. При этом выделяется 483.6(кДж) теплоты.

Закон Гесса — Тепловой эффект химической реакции, проводимой в изобарно-изотермических или изохорно-изотермических условиях, зависит только от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути её протекания.

Следствия из закона Гесса:

Тепловой эффект обратной реакции равен тепловому эффекту прямой реакции с обратным знаком, т.е. для реакций

      отвечающие им тепловые эффекты  связаны равенством

.

2.  Если в результате ряда последовательных химических реакций система приходит в состояние, полностью совпадающее с исходным (круговой процесс), то сумма тепловых эффектов этих реакций равна нулю, т.е. для ряда реакций

     сумма их тепловых эффектов

.

            Под энтальпией образования понимают тепловой эффект реакции образования 1 моля вещества из простых веществ. Обычно используют стандартные энтальпии образования. Их обозначают  или  (часто один из индексов опускают; f – от  англ.  formation).

Первое начало термодинамики - Изменение внутренней энергии системы при переходе ее из одного состояния в другое равно сумме работы внешних сил и количества теплоты, переданного системе

Согласно первому началу термодинамики, работа может совершаться только за счет теплоты или какой-либо другой формы энергии. Следовательно, работу и количество теплоты измеряют в одних единицах —джоулях (как и энергию).

ΔU = A + Q,

где ΔU — изменение внутренней энергии, A — работа внешних сил, Q — количество теплоты, переданной системе.

Второе начало термодинамики - Невозможен процесс, единственным результатом которого являлась бы передача тепла от более холодного тела к более горячему

Правило Вант-Гоффа гласит, что при повышении температуры на каждые 10^о скорость химической реакции увеличивается в 2-4 раза.

Уравнение, которое описывает это правило, следующее:{\displaystyle ~V_{2}=V_{1}\cdot \gamma ^{\frac {T_{2}-T_{1}}{10}}}

где V₂ – скорость протекания реакции при температуре t₂, а V₁ – скорость протекания реакции при температуре t₁;

ɣ - температурный коэффициент скорости реакции.  (если он равен 2, например, то скорость реакции будет увеличиваться в 2 раза при повышении температуры на 10 градусов).

Эндотерми́ческие реа́кции — химические реакции, сопровождающиеся поглощением теплоты. Для эндотермических реакций изменение энтальпии и внутренней энергии имеют положительные значения{\displaystyle \Delta H>0}{\displaystyle \Delta U>0}, таким образом, продукты реакции содержат больше энергии, чем исходные компоненты.

К эндотермическим реакциям относятся:

• реакции восстановления металлов из оксидов,

• электролиза (поглощается электрическая энергия),

• электролитической диссоциации (например, растворение солей в воде),

• ионизации,

• взрыв воды-подводимое к малому количеству воды большое количество тепла тратится на мгновенный нагрев и фазовый переход жидкости в перегретый пар,при этом внутреняя энергия увеличивается и проявляется в виде двух энергий пара-внутримолекулярной тепловой и межмолекулярной потенциальной.

• фотосинтеза.

Экзотермическая реакция — химическая реакция, сопровождающаяся выделением теплоты. Противоположна эндотермической реакции.