23.Серная кислота h2so4

Бесцветная маслообразная жидкость, весьма гигроскопичная.

При нагревании выше 296 °C начинает разлагаться на SO₃ и Н₂О.

Неограниченно смешивается c водой (раствор сильно разогревается), в водном растворе - сильная кислота. Вызывает ожоги кожи.

Физические константы: M_r = 98,08; ρ = 1,83 г/см³ (20 °C), t_пл = 10,4 °C, t_кип = 296-340 °C

Разбавленная H₂SO₄ - сильный окислитель за счет катионов Н⁺: H₂SO₄(разб.) + Zn = ZnSO₄ + H₂↑ (с благородными металлами не реагирует)

Концентрированная H₂SO₄ - сильный окислитель за счет S^VI: 2H₂SO₄(конц.) + 2Ag = SO₂↑ + Ag₂SO₄↓ + 2H₂O 2H₂SO₄(конц.) + C(графит) = 2SO₂↑ + СO₂↑ + 2H₂O H₂SO₄(конц.) + H₂S = SO₂↑ + S↓ + 2H₂O (не реагирует с Pt и Au, а также из-за пассивации с Be, Bi, Co, Fe и Mg).

Серная кислота образует соли - сульфаты (Na₂SO₄) и гидросульфаты (NaHSО₄). Нерастворимые соли - PbSO₄, CaSO₄, BaSO₄ и др.; кислые соли хорошо растворимы в воде.

Безводная серная кислота хорошо растворяет SO₃ и реагирует с ним, образуя тяжелую маслообразную жидкость - олеум (смесь H₂SO₄, H₂S₂O₇ и SO₃).

Качественная реакция: H₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄↓ + 2HCl (выпадает белый осадок, не реагирующий с HCl и HNO₃, в отличие от BaSO₃).

Промышленный синтез: 1) получение SO₂ обжигом сульфидных руд (например FeS₂), сжиганием серы (S + O₂ = SO₂), полным сжиганием H₂S или восстановлением сульфатных руд, например: CaSO₄ + C(кокс) = CaO + SO₂ + CO 2) конверсия SO₂ в SO₃ при 500 °С (на катализаторах Pt, V₂O₅, Fe₂O₃): 2SO₂ + O₂ 2SO₃ 3) поглощение SO₃ разбавленной серной кислотой, которая постепенно становится концентрированной, превращается в безводную и, наконец, образуется олеум. Растворенный SO₃ гарантирует безводность олеума, что позволяет безопасно перевозить его в стальных цистернах.

Применяется в производстве сульфатов и других соединений серы, минеральных удобрений, красителей и лекарственных препаратов, для "вскрытия" (первого этапа переработки) промышленно важных руд и минералов, при очистке нефтепродуктов, электролизе воды, как электролит свинцовых аккумуляторов.

Сернистая кислота H₂SO₃ — слабая двухосновная кислота, существует лишь в разбавленных водных растворах:

SO₂ + Н₂О ↔ H₂SO₃ ↔ Н⁺ + HSO₃^— ↔ 2Н⁺ + SO₃^2—

Образует два ряда солей: средние — сульфиты и кислые — бисульфиты. Сернистая кислота и ее соли являются восстановителями. При взаимодействии с еще более сильными восстановителями Сернистая кислота играет роль окислителя:

H₂SO₃ + 2H₂S = 3S° + ЗН₂О

Сернистая кислота и ее соли применяются как восстановители, для беления шерсти, шелка и других материалов, которые не выдерживают отбеливания с помощью сильных окислителей (хлора). Сернистая кислота применяется при консервировании плодов и овощей. Бисульфит кальция Ca(HSO₃)₂ (сульфитный щелок) применяется для переработки древесины в так называемую сульфитную целлюлозу (раствор бисульфита кальция растворяет лигнин — вещество, связывающее волокна целлюлозы,— в результате чего волокна отделяются друг от друга; обработанную таким образом древесину используют для получения бумаги).

Химические свойства

Кислота средней силы:

Существует лишь в разбавленных водных растворах (в свободном состоянии не выделена):

Растворы H₂SO₃ всегда имеют резкий специфический запах (похожий на запах зажигающейся спички), обусловленный наличием химически не связанного водой SO₂.

Двухосновная кислота, образует два ряда солей: кислые — гидросульфиты (в недостатке щёлочи):

и средние — сульфиты (в избытке щёлочи):

Как и сернистый газ, сернистая кислота и её соли являются сильными восстановителями:

При взаимодействии с ещё более сильными восстановителями может играть роль окислителя:

Качественная реакция на сульфит-ионы — обесцвечивание раствора перманганата калия:

слабая двухосновная кислота, отвечающая степени окисления серы +4

24. Аммиа́к — NH₃, нитрид водорода, при нормальных условиях — бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта), почти вдвое легче воздуха, ПДКр.з. 20 мг/м3 — IV класс опасности (малоопасные вещества). Растворимость NH₃ в воде чрезвычайно велика — около 1200 объёмов (при 0 °C) или 700 объёмов (при 20 °C) в объёме воды. В холодильной технике носит название R717, где R — Refrigerant (хладагент), 7 — тип хладагента (неорганическое соединение), 17 — молекулярная масса.

Молекула аммиака имеет форму тригональной пирамиды с атомом азота в вершине. Три неспаренных p-электрона атома азота участвуют в образовании полярных ковалентных связей с 1s-электронами трёх атомов водорода (связи N−H), четвёртая пара внешних электронов является неподелённой, она может образовать донорно-акцепторную связь с ионом водорода, образуя ион аммония NH₄⁺. Благодаря тому, что не связывающее двухэлектронное облако строго ориентировано в пространстве, молекула аммиака обладает высокой полярностью, что приводит к его хорошей растворимости в воде.

В жидком аммиаке молекулы связаны между собой водородными связями. Сравнение физических свойств жидкого аммиака с водой показывает, что аммиак имеет более низкие температуры кипения (t_кип −33,35 °C) и плавления (t_пл −77,70 °C), а также более низкую плотность, вязкость (вязкость жидкого аммиака в 7 раз меньше вязкости воды), проводимость и диэлектрическую проницаемость. Это в некоторой степени объясняется тем, что прочность этих связей в жидком аммиаке существенно ниже, чем у воды, а также тем, что в молекуле аммиака имеется лишь одна пара неподелённых электронов, в отличие от двух пар в молекуле воды, что не дает возможность образовывать разветвлённую сеть водородных связей между несколькими молекулами. Аммиак легко переходит в бесцветную жидкость с плотностью 681,4 кг/м³, сильно преломляющую свет. Подобно воде, жидкий аммиак сильно ассоциирован, главным образом за счёт образования водородных связей. Жидкий аммиак практически не проводит электрический ток. Жидкий аммиак — хороший растворитель для очень большого числа органических, а также для многих неорганических соединений. Твёрдый аммиак — бесцветные кубические кристаллы.

Со́ли аммо́ния — соли, содержащие аммоний, NH₄⁺; по строению, цвету и другим свойствам они похожи на соответствующие соли натрия. Все соли аммония хорошо растворимы в воде и полностью диссоциируют в водном растворе. Соли аммония проявляют общие свойства солей. При действии на них щёлочи выделяется газообразный аммиак. Все соли аммония при нагревании разлагаются. Получают их при взаимодействии аммиака или гидроксида аммония с кислотами.

25. АМИДЫ МЕТАЛЛОВ , соед. общей ф-лы M(NH₂)_n, где п-степень окисления металла М. Лучше других изучены амиды (А.) щелочных металлов - устойчивые при нормальных условиях кристаллы (см. табл.). Практич. значение имеет амид натрия, к-рый получают взаимод. расплавленного Na с газообразным NH₃ или твердого Na с жидким NH₃ при — 30°С в присут. дисперсного железа. Применяют его для получения NaCN, NaN₃, в произ-ве индиго, синтезе аминопиридинов.

А. металлов II группы также устойчивы. Св-ва их исследованы мало. ЗначенияH⁰_обр для амидов Са, Ва, Zn и Cd равны соотв. -382,4, -318,0, - 157,3 и - 54,0 кДж/моль. А. переходных металлов образуются при аммонолизе солей этих металлов и существуют только в жидком NH₃. Удаление NH₃ приводит к разложению этих А.

А. быстро гидролизуются водой с образованием МОН и NH₃. Нагревание приводит к выделению NH₃ и переходу А. в имиды или нитриды; А. ряда металлов могут разлагаться при нагр. с выделением N₂ и Н₂ и образованием своб. металлов или их гидридов. Разложение А. с выделением N₂ и NH₃ происходит также под действием нек-рых окислителей, напр. КМnО₄. Углерод при нагр. восстанавливает А. до цианидов.

В жидком NH₃ А. проявляют св-ва, характерные для оснований в водных р-рах. Их взаимод. с солями аммония NH₄X приводит к образованию соли металла MX и своб. NH₃, причем переходные металлы координируют NH₃ и образуют аммиакаты.

А. щелочных металлов, Са, Sr, Ва, Zn и Cd получают растворением соответствующего металла, его гидрида или металлоорг. соед. в жидком NH₃ в присут. катализаторов-переходных металлов или их солей. А. других металлов м. б. приготовлены также путем обменной р-ции KNK₂ с солями этих металлов в среде жидкого NH₃. Многие А. переходных металлов образуются при аммонолизе солей этих металлов жидким NH₃.

А.-восстановители в орг. синтезе.

Нитриды- соединения азота с более электроположительными элементами, главным образом с металлами. По строению и свойствам Н. подразделяются на три группы:

1) солеобразные Н. металлов I и II групп периодической системы Менделеева, легко разлагающиеся водой с образованием аммиака:

Mg₃N₂ + 6H₂O = 3Mg(OH)₂ + 2NH₃

2) ковалентные Н. неметаллов, а также Al, Ga, In, Tl. Эти Н. (особенно AlN, BN, Si₃N₄) исключительно устойчивы к химическим воздействиям, тугоплавки, термостойки, являются диэлектриками или полупроводниками; особенно важен Бора нитрид; 3) металлоподобные Н. переходных металлов (наиболее многочисленная группа). Их строение определяется тем, что атомы азота внедряются в кристаллическую решетку металла; такие Н. во многих случаях не отвечают правилам формальной валентности и представляют Нестехиометрические соединения (ZrN, Mn₄N, W₂N) с широкими областями гомогенности, в пределах которых происходит существенное изменение их свойств. Такие Н. во многом похожи на Металлы — имеют высокие электро- и теплопроводность, тугоплавки (например, TiN и HfN плавятся соответственно при 3200 и 3380 °С); отличаются от металлов высокой твёрдостью, хрупкостью, непластичностью. Металлоподобные Н. обладают высокой химической стойкостью.Н. образуются на поверхности металлов под действием азота или аммиака при 500—900 °С; нитридные покрытия придают металлическим изделиям твёрдость, износостойкость, коррозионную стойкость. Изделия из Н. применяются в технике высоких температур, газотурбостроении, энергетике, космической технике. Некоторые металлоподобные Н. — сверхпроводники (например, NbN и MoN проявляют сверхпроводимость соответственно при 15,6 К и 12 К); полупроводниковые и электроизоляционные свойства Н. используются в технике полупроводников.

26. Оксиды азота — неорганические бинарные соединения азота с кислородом.

Несолеобразующий оксид. При нагревании разлагается на азот и кислород. При высоких концентрациях N₂O возбуждает нервную систему («веселящий газ»). В медицине N₂O применяют как слабое средство для наркоза.

Оксид азота NO (монооксид азота) — бесцветный газ, незначительно растворим в воде. Не взаимодействует с водой, растворами кислот и щелочей. Оксид азота (II) — очень реакционное соединение, может вступать в реакции присоединения с рядом солей (нитрозосоли), с галогенами (напр., нитрозилхлорид NOCl), органическими соединениями. При обычной температуре NO соединяется с кислородом с образованием NO₂. Оксид NO получают каталитическим окислением при производстве азотной кислоты.

Оксид N₂O₃ (триоксид диазота, азотистый ангидрид) — темно-синяя жидкость, неустойчивая при обычных условиях, взаимодействует с водой, образуя азотистую кислоту HNO₂.

Оксид азота NO₂ (диоксид азота) — бурый газ, токсичен, тяжелее воздуха, легко сжижается. При комнатной температуре NO₂ находится в смеси с его бесцветным димером N₂O₄, приблизительно 1:1. Взаимодействует с водой:

и растворами щелочей:

Сильный окислитель. Многие вещества (уголь, сера, фосфор, органические соединения) могут гореть в NO₂. Этот оксид окисляет SO₂ до SO₃, на этой реакции основан нитрозный метод получения серной кислоты. Раздражает дыхательные пути, при больших концентрациях появляется отёк легких.

Оксид азота N₂O₅ (пентаоксид диазота, азотный ангидрид) — бесцветное кристаллическое вещество, легко разлагается на NO₂ и О₂. Сильный окислитель. В воде легко растворяется с образованием азотной кислоты HNO₃.

N(NO₂)₃

Тринитрамид открыт в 2010 году. Является перспективным кандидатом на роль высокоэффективного ракетного топлива, однако на данный момент неизвестно, является ли устойчивой твёрдая фаза вещества.

Воздействие на организм

Все оксиды азота физиологически активны, относятся к третьему классу опасности.

Оксид азота N₂O обладает наркозным эффектом и используется в хирургической практике. Оксид азота NO — сильный яд, оказывающий влияние на ЦНС, а также вызывающий поражение крови за счёт связывания гемоглобина. Относительно высокой токсичностью (при концентрации выше 0,05 мг/л) обладает и оксид азота NO₂. Он раздражает дыхательные пути и угнетает аэробное окисление в легочной ткани, что приводит к развитию токсического отёка легких.

Применение

Оксиды азота зарегистрированы в качестве пищевой добавки E918.

27. Азо́тистая кислота HNO₂ — слабая одноосновная кислота, существует только в разбавленных водных растворах, окрашенных в слабый голубой цвет, и в газовой фазе. Соли азотистой кислоты называются нитритами или азотистокислыми. Нитриты гораздо более устойчивы, чем HNO₂, все они токсичны.

Строение

В газовой фазе планарная молекула азотистой кислоты существует в виде двух конфигураций цис- и транс-. При комнатной температуре преобладает транс-изомер.

Вторая структура является более устойчивой. Так, для цис-HNO₂(г) DG°_f = -42,59 кДж/моль, а для транс–HNO₂(г) DG = -44,65 кДж/моль.

Химические свойства

В водных растворах существует равновесие:

2HNO₂ ↔ N₂O₃ + H₂O ↔ NO↑ + NO₂↑ + H₂O

При нагревании раствора азотистая кислота распадается с выделением NO и NO₂:

3HNO₂ ↔ HNO₃ + 2NO↑ + H₂O.

HNO₂ в водных растворах диссоциирует (K_D=4,6·10⁻⁴), немного сильнее уксусной кислоты. Легко вытесняется более сильными кислотами из солей:

H₂SO₄ + NaNO₂ → NaHSO₄ + HNO₂.

Азотистая кислота проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства. При действии более сильных окислителей (Н₂О₂, KMnO₄) окисляется в HNO₃:

2HNO₂ + 2HI → 2NO↑ + I₂↓ + 2H₂O;

5HNO₂ + 2HMnO₄ → 2Mn(NO₃)₂ + HNO₃ + 3H₂O;

HNO₂ + Cl₂ + H₂O → HNO₃ + 2HCl.

Получение

Азотистую кислоту можно получить при растворении оксида азота (III) N₂O₃ в воде:

Также она получается при растворении в воде оксида азота (IV) NO₂:

Применение

Азотистая кислота применяется для диазотирования первичных ароматических аминов и образования солей диазония. Нитриты применяются в органическом синтезе при производстве органических красителей.

Физиологическое действие

Азотистая кислота токсична, причём обладает ярко выраженным мутагенным действием, поскольку является деаминирующим агентом.

28. Азо́тная кислота́ (HNO₃), — сильная одноосновная кислота. Твёрдая азотная кислота образует две кристаллические модификации с моноклинной и ромбической решётками.

Азотная кислота смешивается с водой в любых соотношениях. В водных растворах она практически полностью диссоциирует на ионы. Образует с водой азеотропную смесь с концентрацией 68,4 % и t_кип120 °C при атмосферном давлении. Известны два твёрдых гидрата: моногидрат (HNO₃·H₂O) и тригидрат (HNO₃·3H₂O).

Эфиры азотной кислоты образуются при осторожном действии чистой (не содержащей окислов азота) азотной кислоты на спирты: Все эфиры азотной кислоты в той или иной степени взрывчаты. Эфиры одноатомных спиртов (алкилнитраты) менее взрывчаты, чем эфиры многоатомных спиртов, но все же нагревание их выше известной температуры представляет некоторую опасность. Реакции нитратов во многих отношениях аналогичны реакциям средних эфиров серной кислоты, но применение нитратов менее удобно. Эти реакции будут рассматриваться на примере эфиров серной кислоты.

Этилнитрат, или азотноэтиловый эфир, C₂H₅ONO₂ — жидкость относительной плотности 1,108 (при 20° С), кипящая при 87,5° С. При восстановлении его оловом и соляной кислотой образуются спирт и гидроксиламин:

29. Мета́н (лат. Methanum) — простейший углеводород, бесцветный газ (в нормальных условиях) без запаха^[2], химическая формула — CH₄. Малорастворим в воде, легче воздуха. При использовании в быту, промышленности в метан обычно добавляют одоранты (обычно меркаптаны) со специфическим «запахом газа». Метан нетоксичен и неопасен для здоровья человека^[3]. Однако имеются данные, что метан относится к токсическим веществам, действующим на центральную нервную систему ^[4]. Накапливаясь в закрытом помещении, метан взрывоопасен. Обогащение одорантами делается для того, чтобы человек вовремя заметил утечку газа. На промышленных производствах эту роль выполняют датчики и во многих случаях метан для лабораторий и промышленных производств остается без запаха.

Метан — первый член гомологического ряда насыщенных углеводородов (алканов), наиболее устойчив к химическим воздействиям. Подобно другим алканам вступает в реакции радикального замещения (галогенирования, сульфохлорирования, сульфоокисления, нитрования и др.), но обладает меньшей реакционной способностью. Специфична для метана реакция с парами воды, которая протекает на Ni/Al₂O₃ при 800—900 °C или без катализатора при 1400—1600 °C; образующийся синтез-газ может быть использован для синтеза метанола, углеводородов, уксусной кислоты, ацетальдегида и других продуктов.

Взрывоопасен при концентрации в воздухе от 4,4 % до 17 %.^[5] Наиболее взрывоопасная концентрация 9,5 %. Является наркотиком; действие ослабляется ничтожной растворимостью в воде и крови. Класс опасности — четвёртый^[6].

Этиле́н (по ИЮПАК: этен) — органическое химическое соединение, описываемое формулой С₂H₄. Является простейшим алкеном (олефином). При нормальных условиях - бесцветный горючий газ со слабым запахом. Частично растворим в воде (25,6 мл в 100 мл воды при 0°C), этаноле (359 мл в тех же условиях). Хорошо растворяется в диэтиловом эфире и углеводородах. Содержит двойную связь и поэтому относится к ненасыщенным или непредельным углеводородам. Играет чрезвычайно важную роль в промышленности, а также является фитогормоном. Этилен — самое производимое органическое соединение в мире^[1]; общее мировое производство этилена в 2008 году составило 113 миллионов тонн и продолжает расти на 2—3 % в год^[2]. Наркотик. Класс опасности - четвёртый.^[3].

Ацетиле́н (по ИЮПАК — этин) — ненасыщенный углеводород C₂H₂. Имеет тройную связь между атомами углерода, принадлежит к классу алкинов.

30. Карби́д ка́льция (углеро́дистый ка́льций, ацетилени́д кальция) — CaC₂ — в чистом виде белое кристаллическое вещество. Соединение кальция с углеродом.

История получения

Впервые получен в 1862 г. Ф. Вёлером нагреванием сплава цинка и кальция с углём.

Получение

В настоящее время получают прокаливанием в электрических печах (температура 1900—1950 °C) смеси оксида кальция с коксом.

Полученный таким образом технический продукт имеет грязную окраску вследствие загрязнения углём и другими красящими примесями. Он содержит также примеси фосфида и сульфида кальция, вследствие чего такой карбид кальция и полученный из него ацетилен имеют неприятный запах.

Свойства

При соединении с водой разлагается, образуя ацетилен и гидроксид кальция (гашеную известь).

CaC₂ + 2H₂O → C₂H₂ + Ca(OH)₂

Применение

Карбид кальция широко применяют в технике для производства ацетилена, цианамида кальция (при нагревании с азотом), а также для восстановления щелочных металлов.

31Монооксид углерода СО. Несолеобразующий оксид. Бесцветный газ, без запаха, легче воздуха. Молекула слабополярна, содержит ковалентную тройную σππ-связь [:C≡O;], изоэлектронна молекуле N₂. Термически устойчив. Малорастворим в воде и не реагирует с ней. Химически пассивен в обычных условиях, не реагирует с кислотами и щелочами. Сильный восстановитель при высокой температуре и при наличии катализаторов. Вступает в реакции присоединения с кислородом и пероксидом натрия. С переходными металлами образует комплексные соединения без внешней сферы (карбонилы). Количественно реагирует с I₂O₅.

Качественная реакция – помутнение раствора хлорида палладия(II).

Применяется как реагент в органическом синтезе, промышленно важный восстановитель металлов из их руд.

Чрезвычайно ядовит, загрязняет атмосферу городов (продукт неполного сгорания моторного топлива). По тому же механизму, что и кислород, СО присоединяется к атому железа в гемоглобине крови, причем связывается более прочно и тем самым блокирует перенос кислорода в организме, вызывая сильное отравление и остановку дыхания; отсюда тривиальное название СО — угарный газ.

Уравнения важнейших реакций:

Получение в промышленности: сжигание кокса (см.) при недостатке кислорода, восстановление раскаленным коксом углекислого газа и водяного пара:

Диоксид углерода СO₂. Кислотный оксид. Техническое название — углекислый газ. Бесцветный газ, без запаха, в 1,5 раза тяжелее воздуха (можно «переливать» из сосуда в сосуд). Молекула неполярна, имеет линейное строение [С(O)₂] (sр-гибридизация), содержит ковалентные σπ-связи С=O. Термически устойчив до температуры красного каления. При сжатии (давление = 50 атм) и охлаждении легко переходит в жидкое и твердое («сухой лед») состояния.

Твердый СO₂ возгоняется уже при низких температурах. Мало растворим в воде (O,88 л/1 л Н₂O при 20 °C); образует моногидрат, который медленно изомеризуется (на 0,4 %) в угольную кислоту. Реагирует со щелочами. Восстанавливается магнием и кальцием. Из воздуха удаляется при контакте с пероксидом натрия (одновременно регенерируется кислород).

Простейшая качественная реакция – угасание горящей древесной лучинки в атмосфере СO₂.

Применяется в многотоннажных производствах соды, сахара и карбамида, в пищевой промышленности для газирования безалкогольных напитков и как хладагент.

Содержится в воздухе (0,03 % по объему), воде минеральных источников. Не поддерживает горение и дыхание. Ассимилируется зелеными растениями при фотосинтезе (с помощью хлорофилла и под воздействием солнечных лучей). Ядовит при содержании в воздухе свыше 15 % по объему.

Уравнения важнейших реакций:

Получение в промышленности – при полном сгорании кокса (см.) или при обжиге известняка:

СаСO₃ = СаО + СO₂ (900—1200 °C)

в лаборатории – при обработке карбонатов (например, кусочков мрамора СаСO₃) сильными кислотами:

СаСO_3(т) + H₂SO₄ = CaSO₄↓ + Н₂O + CO₂↑

32. Уникальной является способность оксида углерода (II) при повышенных температурах и давлениях образовывать с некоторыми металлами необычные (комплексные) соединения, называемые карбонилами: Ni+4CO=Ni(CO)4 При обычных условиях жидкостями являются карбонилы Ni(CO)4, Fe(CO)5, Ru(CO)5, Os(CO)5. Все остальные представляют собой кристаллические вещества. Карбонилы металлов диамагнитны, что указывает на наличие спаренных электронов. Все они отличаются высокой устойчивостью по отношению к различным химическим реагентам. Относительная независимость в -электронов позволяет понять особенность- и трактовке поведения электронной структуры карбонильных комплексов. Если металл, соединяясь с -связяхлигандом, обнаруживает невысокие значения валентности, то в -связях, наоборот, отзаряд переносится от лиганда к металлу, а в металла к лиганду. В результате атом металла переходит в состояние близкое к нейтральному. Именно так ведет себя молекула СО, выполняющая -связях.роль акцептора в При нагревании карбонилы металлов разлагаются на СО и металл, что используется для получения металлов высокой чистоты. Оксид углерода (IV) СО2 (углекислый газ) образуется в природе при горении и гниении органических веществ. Содержится в воздухе (объемная доля 0,03%), а также во многих минеральных источниках (нарзан, боржоми). Выделяется при дыхании животных и растений. В лаборатории его можно получить действием разбавленных кислот на карбонаты: +Н2ОСаСО3+2НСl=СаСl2+CO2 В промышленности получают при обжиге известняка: СаСO3=СаО+CO2 Структурная формула молекулы СО2: О=С=О. Она имеет линейную форму. Связь углерода с кислородом полярная. Однако благодаря симметричному расположению связей сама молекула СО2 неполярна. При обычных условиях СО2 — бесцветный газ, в 1,5 раза тяжелее воздуха. Растворим в воде (при 0°С 1,7 л СО2 в 1 л Н2О). Не поддерживает горения и дыхания, но служит источником питания зеленых растений. При сильном охлаждении СO2 кристаллизуется в виде белой снегообразной массы, которая в спрессованном состоянии испаряется очень медленно, понижая температуру окружающей среды. Этим объясняется ее применение в качестве «сухого льда». Оксид углерода (IV) проявляет свойства кислотного оксида: взаимодействует с водой. Н2СO3СО2+Н2O При этом образуется угольная кислота, реакция обратимая. Равновесие сильно смещено в сторону исходных веществ, т.е. очень мало растворенного СО2 превращается в кислоту. При взаимодействии с растворами щелочей образуются соли: СO2+2NaOH=Na2CO3+Н2О При высоких температурах СО2 проявляет свойства окислителя: взаимодействует с углем и активными металлами: СО2+С=2СО СО2+2Mg=2MgO+С

33. Угольная кислота и ее соли

Угольная кислота очень слабая, существует только в водных растворах и незначительно диссоциирует на ионы. Поэтому водные растворы СО2 обладают слабокислыми свойствами. Структурная формула угольной кислоты: Н++СО2-3Н++НСО-3 НСО-3Как двухосновная, она диссоциирует ступенчато: Н2СO3 При нагревании она разлагается на оксид углерода (IV) и воду. Как двухосновная кислота, она образует два типа солей: средние соли — карбонаты, кислые соли — гидрокарбонаты. Они проявляют общие свойства солей. Карбонаты и гидрокарбонаты щелочных металлов и аммония хорошо растворимы в воде. Соли угольной кислоты — соединения устойчивые, хотя сама кислота неустойчива. Они могут быть получены взаимодействием СО2 с растворами оснований или же путем обменных реакций: NaOH+СO2=NaHCO3 КНСO3+КОН=К2СO3+Н2O +2NaClВаСl2+Na2CO3=BaCO3 Карбонаты щелочноземельных металлов в воде малорастворимы. Гидрокарбонаты, напротив, растворимы. Гидрокарбонаты образуются из карбонатов, оксида углерода (IV) и воды: СаСO3+СO2+Н2О=Са(НСО3)2 При нагревании карбонаты щелочных металлов плавятся, не разлагаясь, а остальные карбонаты при нагревании легко разлагаются на оксид соответствующего металла и СО2: СаСO3=СаО+CO2 Гидрокарбонаты при нагревании переходят в карбонаты: +Н2О2NaHCO3=Na2CO3+CO2 Карбонаты щелочных металлов в водных растворах имеют сильнощелочную реакцию вследствие гидролиза: Na2CO3+Н2О=NaHCO3+NaOH Качественной реакцией на карбонат-ион С2-3 и гидрокарбонат НСО-3 является их взаимодействие с более сильными кислотами. Выделение оксида углерода (IV) с характерным «вскипанием» указывает на наличие этих ионов. +Н2ОСаСO3+2НСl=СаСl2+CO2 Пропуская выделяющийся СО2 через известковую воду, можно наблюдать помутнение раствора вследствие образования карбоната кальция: +Н2OСа(ОН)2+СO2=CaCO3 При длительном пропускании СО2 раствор становится снова прозрачным вследствие образования гидрокарбоната: СаСО3+Н2O+СO2=Са(НСO3)2

1..К электролитам относят большинство неорганических кислот, щелочей и солей. Электролиты — хлороводородная (соляная) кислота НС1, хлорид натрия NaCl, гидроксид калия КОН. К неэлектролитам относят многие органические соединения, например спирты, углеводы (сахара), а также газообразные вещества и оксиды.Электролиты, вещества, в которых в заметной концентрации присутствуют ионы, обусловливающие прохождение электрического тока (ионную проводимость). Электролиты также называют проводниками второго рода. В узком смысле слова электролиты - вещества, молекулы которых в растворе вследствие электролитической диссоциации распадаются на ионы. Различают электролиты твердые, растворы электролитов и ионные расплавы. Растворы электролитов часто также называют электролитами. В зависимости от вида растворителя различают электролиты водные и электролиты неводныеОсобый класс составляют высокомолекулярные электролиты - полиэлектролиты.В соответствии с природой ионов, образующихся при электролитической диссоциации водных растворов, выделяют солевые электролиты (в них отсутствуют ионы Н⁺ и ОН^-), кислоты (преобладают ионы Н⁺) и основания (преобладают ионы ОН^-). Если при диссоциации молекул электролита число катионов совпадает с числом анионов. Такие электролиты называют симметричными (1,1 -валентными, например КСl, 2,2-валентными, например CaSO₄, и т.д.). В противном случае электролиты называют несимметричными (1,2-валентные электролиты, например H₂SO₄, 3,1-валентные, например Аl(ОН)₃,и т.д.). По способности к электролитической диссоциации электролиты условно разделяют на сильные и слабые. Сильные электролиты практически полностью диссоциированы на ионы в разбавленных растворах. К ним относятся многие неорганические соли, некоторые кислоты и основания в водных растворах, а также в растворителях, обладающих высокой диссоциирующей способностью (напр., в спиртах. амидах, кетонах). Молекулы слабых электролитов лишь частично диссоциированы на ионы, которые находятся в динамическом равновесии с недиссоциированными молекулами. К слабым электролитам относятся многие органические кислоты и основания в водных и неводных растворителях. Степень диссоциации зависит от природы растворителя, концентрации раствора, температуры и др. факторов. Один и тот же электролит при одинаковой концентрации, но в различных растворителях образует растворы с различной степенью диссоциации.

2.   В химии диссоциацией принято называть распад кристаллов и молекул на ионы, который приводит к электрической проводимости растворов. Следовательно, причиной электрической проводимости растворов и расплавов некоторых веществ является образование носителей электричества — свободных заряженных частиц, называемых ионами. Диссоциация происходит под действием молекул растворителя (чаще воды) или температуры. При этом химические связи между частицами в кристаллической решетке разрушаются. Типичными видами связи для электролитов являются ионная или ковалентная полярная. Таким образом, под электролитической диссоциацией понимают процесс распада электролитов на ионы под действием молекул воды или при расплавлении. В составе кислот, солей и оснований (щелочей) можно выделить части, определяющие их химические свойства. У кислот это ионы водорода, у солей — ионы металлов и кислотных остатков, у щелочей — ионы гидроксогрупп.     а) Кислоты диссоциируют на катионы водорода (упрощенно) и анионы кислотных остатков:      

 

4. Константа диссоциации — вид константы равновесия, которая показывает склонность большого объекта диссоциировать (разделяться) обратимым образом на маленькие объекты, как например когда комплекс распадается на составляющие молекулы, или когда соль разделяется в водном растворе на ионы. Константа диссоциации обычно обозначается и обратна константе ассоциации. В случае с солями, константу диссоциации иногда называют константой ионизации.

В общей реакции

где комплекс разбивается на x единиц A и y единиц B, константа диссоциации определяется так:

где [A], [B] и [A_xB_y] — концентрации A, B и комплекса A_xB_y соответственно.

Электролитическая диссоциация слабых электролитов, согласно теории Аррениуса, является обратимой реакцией, то есть схематически её можно представить уравнениями (для одновалентных ионов:):

KA ↔ K⁺ + A⁻,

где:

KA — недиссоциированное соединение;

K⁺ — катион;

A⁻ — анион.

Константу равновесия такой реакции можно выразить уравнением:

,

где:

[KA] — концентрация недиссоциированного соединения в растворе;

[K⁺] — концентрация катионов в растворе;

[A⁻] — концентрация анионов в растворе.

Константу равновесия применительно к реакции диссоциации называют константой диссоциации.

5. Степень диссоциации — величина, характеризующая состояние равновесия в реакции диссоциации в гомогенных (однородных) системах. Степень диссоциации равна отношению числа диссоциированных молекул к сумме , где — число недиссоциированных молекул. Часто выражают в процентах. Степень диссоциации зависит как от природы растворённого электролита, так и от концентрации раствора.

Методы определения

по электропроводности раствора

по понижению температуры замерзания

Мнимая степень диссоциации

Поскольку сильные электролиты диссоциируют практически полностью, можно было бы ожидать для них изотонический коэффициент, равный количеству ионов (или поляризованных атомов) в формульной единице (молекуле). Однако в действительности этот коэффициент всегда меньше определённого по формуле. Например, изотонический коэффициент для 0,05-моляльного раствора NaCl равен 1,9 вместо 2,0, (для раствора сульфата магния той же концентрации и вовсе i = 1,3). Это объясняет теория сильных электролитов, разработанная в 1923 году П. Дебаем и Э. Хюккелем: передвижение ионов в растворе затруднено образовавшейся оболочкой сольватации. К тому же, ионы взаимодействуют и между собой: разноимённо заряженные притягиваются, а одноимённо заряженные — отталкиваются; силы взаимного притяжения приводят к образованию групп ионов, перемещающихся по раствору совместно. Такие группы называют ионными ассоциатами или ионными па́рами. Соответственно, раствор ведёт себя так, будто содержит меньше частиц, чем на самом деле, ведь свобода их перемещения ограничена. Наиболее очевиден пример, касающийся электропроводности растворов λ, которая возрастает с разбавлением раствора. Через отношение реальной электропроводности к таковой при бесконечном разбавлении определяют мнимую степень диссоциации сильных электролитов, также обозначаемую через α:

,

где n_img — мнимое, а n_disslv. — реальное количество частиц в растворе.

6. Вода является очень слабым электролитом: лишь незначительная часть молекул воды диссоциирует на ионы:

H₂O  ↔  H⁺ +  OH¯

Экспериментально установлено, что произведение концентраций ионов H⁺ и OH¯ в воде и разбавленных водных растворах электролитов является величиной постоянной и называется ионным произведением воды (K_w)

K_w = [H⁺]  +  [OH¯] = 10^-14,

[H⁺] = [OH¯] = 10^-7 моль/л

Для удобства условились выражать кислотность раствора как отрицательный логарифм концентрации водородных ионов. Эту величину называют водородным показателем и обозначают pH.

pH = -lg[H⁺]

Аналогично, отрицательный логарифм концентрации гидроксильных ионов обозначают pOH, однако, пользуются этим показателем значительно реже.

pH + pOH = 14

В зависимости от соотношения концентраций ионов H⁺ и OH¯ различают три вида реакции среды:

кислая среда: [H⁺] > [OH¯]; [H⁺] > 10^-7 моль/л; pH < pOH; pH < 7;

нейтральная среда: [H⁺] = [OH¯] = 10^-7 моль/л; pH = pOH = 7;

щелочная среда: [H⁺] < [OH¯]; [H⁺] < 10^-7 моль/л; pH > pOH; pH >7;

Таким образом, значения pH всех водных растворов электролитов укладывается в шкалу pH от 0 до 14.

7. К_H2O = 1^.10^-4 Данная константа для воды называется ионным произведением воды, которое зависит только от температуры.

При диссоциации воды на каждый ион Н⁺ образуется один ион ОН^-, следовательно, в чистой воде концентрации этих ионов одинаковы: [Н⁺] = [ОН^-]. Используя значение ионного произведения воды, находим:

[H⁺] = [ОН^-] =  моль/л.

Таковы концентрации ионов Н⁺ и ОН^- в чистой воде. Рас­смотрим, как изменится концентрация при добавлении других веществ, например, соляной кислоты, которая диссоциирует в во­де на ионы Н⁺ и Сl^-. Концентрация ионов Н⁺ в растворе станет увеличиваться, но ионное произведение воды от концентрации не зависит - в таком случае уменьшается концентрация [ОН^-].

Напротив, если к воде добавить щелочь, то концентрация [ОН^-] увеличится, а [Н⁺] уменьшится. Концентрации [Н⁺] и [ОН^-] взаимосвязаны: чем больше одна величина, тем меньше другая, и наоборот.

Кислотность растворов обычно выражают через концентрацию ионов Н⁺. В кислых растворах [Н⁺] > 10^-7 моль/л, в нейтральных [Н⁺] = 10^-7 моль/л, в щелочных [Н⁺] < 10^-7 моль/л.

Чтобы не писать числа с показателем степени, кислотность раствора часто выражают через отрицательный логарифм концентрации ионов водорода, называя эту величину водородным ателем и обозначая ее рН:

pН = -lg[Н⁺]. 

Величина рН впервые была введена датским химиком С. Серенсоном.  Буква “р” - начальная от датского слова potenz (степень), “Н” - символ водорода.

В кислых растворах рН < 7, в нейтральных рН = 7, в щелочных pH > 7.

8. Гидролиз солей - это химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита.

Если рассматривать соль как продукт нейтрализации основания кислотой, то можно разделить соли на четыре группы, для каждой из которых гидролиз будет протекать по-своему.

Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой (KBr, NaCl, NaNO₃), гидролизу подвергаться не будет, так как в этом случае слабый электролит не образуется. Реакция среды остается нейтральной.

В соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой (FeCl₂, NH₄Cl, Al₂(SO₄)₃, MgSO₄) гидролизу подвергается катион:

FeCl₂ + HOH =>Fe(OH)Cl + HCl Fe²⁺ + 2Cl^- + H⁺ + OH^- => FeOH⁺ + 2Cl^- + Н⁺

В результате гидролиза образуется слабый электролит, ион H и другие ионы. рН раствора < 7 ( раствор приобретает кислую реакцию).

Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (КClO, K₂SiO₃, Na₂CO₃, CH₃COONa) подвергается гидролизу по аниону, в результате чего образуется слабый электролит, гидроксид ион и другие ионы.

K₂SiO₃ + НОH =>KHSiO₃ + KОН 2K⁺ +SiO₃^2- + Н⁺ + ОH^- => НSiO₃^- + 2K⁺ + ОН^-

рН таких растворов > 7 ( раствор приобретает щелочную реакцию).

Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой ( СН₃СООNН₄, (NН₄)₂СО₃, Al₂S₃), гидролизуется и по катиону, и по аниону. В результате образуется малодиссоциирующие основание и кислота. рН растворов таких солей зависит от относительной силы кислоты и основания. Мерой силы кислоты и основания является константа диссоциации соответствующего реактива.

Реакция среды этих растворов может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной:

Аl₂S₃ + 6HOH =>2Аl(ОН)₃ + 3Н₂S 2Al³⁺ + 3S^2- + 6H⁺ + 6OH^- =>2Аl(ОН)₃ + 6Н⁺ + S^2- рН =7

Гидролиз многокислотных солей и многоосновных кислот проходит ступенчато. Например, гидролиз хлорида железа (II) включает две ступени:

1-ая ступень FeCl₂ + HOH =>Fe(OH)Cl + HCl Fe₂⁺ + 2Cl^- + H⁺ + OH^- =>Fe(OH)⁺ + 2Cl^- + H⁺ 

2-ая ступень Fe(OH)Cl + HOH =>Fe(OH)₂ + HCl Fe(OH)⁺ + Cl^- + H⁺ + OH^- =>Fe(ОН)₂ + Н⁺ + Cl^-

Гидролиз - процесс обратимый. Повышение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов препятствует протеканию реакции до конца. Параллельно с гидролизом проходит реакция нейтрализации, когда образующееся слабое основание (Мg(ОН)₂, Fe(ОН)₂ ) взаимодействует с сильной кислотой, а образующаяся слабая кислота ( СН₃СООН, Н₂СО₃ ) - со щелочью.

Гидролиз протекает необратимо, если в результате реакции образуется нерастворимое основание и (или) летучая кислота:

Al₂S₃ + 6H₂O =>2Al(OH)₃ + 3H₂S

9-10Равновесие между ионами в растворе и твердой фазе. Произведение растворимости

Когда при растворении твердого тела в воде получается насыщенный раствор, между растворяемыми веществами и находящимися в растворе молекулами устанавливается равновесие. При растворении электролита, например соли, в раствор переходят не молекулы, а ионы; следовательно, и равновесие в насыщенном растворе устанавливается между твердой солью и перешедшими в раствор ионами. Например, в насыщенном растворе сульфата кальция устанавливается равновесие: CaSO4Са2++SO2-4 твердая       ионы в растворе соль Константа равновесия для этого процесса выразится уравнением: K=[Ca2+][SO2-4]/[CaSO4] Знаменатель дроби — концентрация твердой соли — представляет собой постоянную величину, которую можно ввести в константу. Обозначив K[CaSO4]=К', получим [Ca2+][SO2-4]=К'. Таким образом, в насыщенном растворе электролита произведение концентраций его ионов есть величина постоянная при данной температуре. Эта величина количественно характеризует способность электролита растворяться; ее называют произведением растворимости электролита и обозначают буквами ПР. Заменим величину K' на ПРСаSO4, получим: ПРCaSO4=[Ca2+][SO42-] Численное значение произведения растворимости электролита нетрудно найти, зная его растворимость. Например, растворимость сульфата кальция при 20°С равна 1,5•10-2 моль/л. Это значит, что в насыщенном растворе концентрация каждого из ионов Са2+ и SO2-4 равна 1,5•10-2 моль/л. Следовательно, произведение растворимости этой соли: ПРCaSO4=[Ca2+][SO2-4]=(1,5•10-2)2=2,25•10-4

Если электролит содержит два или несколько одинаковых ионов, концентрации этих ионов при вычислении ПР должны быть возведены в соответствующие степени. Например: ПРPbI2=[Pb2+][I-]2 Знание произведения растворимости позволяет решать вопросы, связанные с образованием осадков при химических реакциях, что особенно важно Для аналитической химии. Надо, однако, помнить, что произведение растворимости, вычисленное без учетов коэффициентов активности, является постоянной величиной только для малорастворимых электролитов при условии, что концентрации других находящихся в растворе ионов невелики. Это объясняется тем, что коэффициенты активности близки к единице только в очень разбавленных растворах. Для хорошо растворимых электролитов значение произведения концентрации ионов в насыщенном растворе может сильно изменяться в присутствии других веществ. Это происходит в результате изменения коэффициентов активности ионов. Поэтому расчеты, производимые по ПР без учета коэффициентов активности, приводят в этих случаях к неверным результатам.