Основные вопросы неорганической химии

В зависимости от величины а электролиты условно делятся на сильные (диссоциируют практически нацело, a>0,95), средней силы (0,95 >a>0,3) и слабые (a<0,3). Cuльными электролитами являются многие минеральные кислоты (HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3 и др.), щёлочи (NaOH, КОН, Са(ОН)2 и др.), почти все соли. К слабым принадлежат растворы некоторых минеральных кислот (H2S, H2SO3, H2CO3, HCN, HClO), многие органические кислоты (например, уксусная СН3СООН), водный раствор аммиака (NH3*nН2О), вода, некоторые соли ртути (HgCl2). К электролитам средней силы часто относят плавиковую HF, ортофосфорную Н3РО4 и азотистую HNO2 кислоты.

В растворах электролитов реакции происходят между гидратированными ионами, поэтому их называют ионными реакциями. Правила составления ионных уравнений реакций

1.Нерастворимые в воде соединения (простые вещества, оксиды, некоторые кислоты, основания и соли) не диссоциируют.

2.В реакциях используют растворы веществ, поэтому даже малорастворимые вещества находятся в растворах в виде ионов.

3.Если малорастворимое вещество образуется в результате реакции, то при записи ионного уравнения его считают нерастворимым.

4.Сумма электрических зарядов ионов в левой и в правой части уравнения должна быть одинаковой.

30. Диссоциация кислот, солей, оснований

Кислоты - это электролиты, которые при диссоциации поставляют в водный раствор катионы водорода и никаких других положительных ионов не образуют:

H2SO4 = 2H+ + SO42?,

HF H+ + F ? Сильные кислоты HCl, HBr, HI, HClO4, H2SO4, H2SeO4, HNO3, HMnO4, H2Cr2O7 и т.п.

Слабые кислоты HF, H2S, HCN, HClO, HNO2, H3PO4, H2CO3, CH3COOH, H4SiO4 и другие

Основания - это электролиты, которые при диссоциации поставляют в водный раствор гидроксид-ионы и никаких других отрицательных ионов не образуют:

KOH = K+ + OH?,

Ca(OH)2 = Ca2+ + 2OH?

Диссоциация малорастворимых оснований Mg(OH)2, Cu(OH)2, Mn(OH)2, Fe(OH)2 и других практического значения не имеет.

К сильным основаниям (щелочам) относятся NaOH, KOH, Ba(OH)2 и некоторые другие. Самым известным слабым основанием является гидрат аммиака NH3 · H2O.

Соли - это электролиты, которые при диссоциации поставляют в водный раствор любые катионы, кроме Н+ и любые анионы, кроме OH?:

CuSO4 = Cu2+ + SO42?

BaCl2 = Ba2+ + 2Cl?

KHCO3 = K+ + HCO3?

NaHS = Na+ + HS?

KAl(SO4)2 = K+ + Al3+ + 2SO42?

После растворения и диссоциации средних и кислых солей их катионы и/или анионы могут далее взаимодействовать с водой - подвергаться обратимому гидролизу; за счет последнего процесса в растворах многих солей появляются катионы Н+ и/или анионы OH?.

Оснoвные соли MgCl(OH), Cu2CO3(OH)2 и другие в своем большинстве практически нерастворимы в воде.

31. Гидролиз солей

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:

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

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

32. Ионное произведение воды. Водородный показатель, его значение в биологии

Иомнное произведемние водым -- произведение концентраций ионов водорода Н+ и ионов гидроксида OH? в воде или в водных растворах, константа автопротолиза воды.

Является постоянной не только для чистой воды, но и для разбавленных водных растворов любых веществ. С повышением температуры увеличивается, с понижением -- уменьшается. Однако для расчетов, относящихся к комнатной температуре, можно во всех случаях принимать ее равной 10-14

Позволяет для любого водного раствора найти концентрацию ионов водорода, если известна концентрация ионов гидроксида, и наоборот.

Для чистой воды концентрация ионов водорода равна корню квадратному из ионного произведения воды, то есть при комнатной температуре 10-7 моль/л. Такая среда считается нейтральной. Если концентрация ионов водорода выше 10-7 моль/л, то раствор считается кислым, а если ниже этого числа, то раствор щелочной.

Водоромдный показамтель, pH- число, количественно выражающее кислотность раствора, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм активности водородных ионов, выраженной в молях на литр:

pH=?lg[H

+]

Нейтральной средой считается среда с pH=7, при pH<7 среда кислая, при pH>7 среда щелочная.

Практически реакцию среды удобно определять с помощью индикаторов -- веществ, меняющих свой цвет в зависимости от относительной концентрации ионов водорода или гидроксид-ионов. Наиболее известные индикаторы - лакмус и фенолфталеин.

Некоторые значения pH

Вещество pH

Электролит в свинцовых аккумуляторах <1.0

Желудочный сок 1,0--2,0

Лимонный сок (5% р-р лимонной кислоты) 2,0±0,3

Пищевой уксус 2,4

Кока-кола 3,0±0,3

33. Тепловой эффект химической реакции. Энтальпия. Энтропия

Тепловой эффект химической реакции -- отнесенное к изменению химической переменной количество теплоты, полученное системой, в которой прошла химическая реакция.

С точки зрения молекулярно-кинетической теории внутренняя энергия составляется из кинетической энергии всех частиц (молекул, атомов), потенциальной энергии взаимодействия молекул и энергии колебательного движения атомов (т. н. нулевой энергии). Внутренняя энергия есть функция состояния, зависящая от температуры и давления, а для идеального газа -- только от температуры (в этом случае потенциальной энергией взаимодействия пренебрегают).

На практике значение имеет не сама величина внутренней энергии, и ее изменение ДU:

ДU = cVM (t2 - t1) (2.62)

где сVM -- средняя удельная массовая теплоемкость при постоянном объеме в пределах от t1 до t2, кДж/(кг*°С). Таким образом, изменение внутренней энергии идеального газа равно произведению средней теплоемкости при постоянном объеме на разность температур газа.

Единицы удельной внутренней энергии -- джоуль на килограмм (Дж/кг), джоуль на киломоль (Дж/кмоль) и джоуль на метр кубический (Дж/м3).

Энтальпия (теплосодержание насыщенного газа) -- количество теплоты, необходимое для повышения температуры 1 кг вещества от абсолютного нуля до пара заданной температуры. В общем случае энтальпия является функцией температуры и давления.

Как и в случае с внутренней энергией, чаще надо знать изменение энтальпии ДI, а не ее абсолютное значение:

ДI = срМ (t2 - t1),

где срМ -- средняя удельная массовая темплоемкость при постоянном давлении в пределах от t1 до t2, кДж/(кг.°С).

Следовательно, изменение энтальпии идеального газа равно произведению средней теплоемкости при постоянном давлении на разность температур газа.

Энтальпию реального газа можно рассматривать как сумму энтальпии в идеальном состоянии и соответствующего корректирующего члена:

I = Iид + ДI (2.64)

Корректирующий член ДI может быть определен по графику зависимости энтальпии газов от приведенных температуры и давления

Энтропия, так же как энтальпия и внутренняя энергия, -- функция состояния рабочего тела (системы). Элементарное приращение энтропии в любом обратимом процессе выражается соотношением

dS = dQ/T = (dU + Adl)/T,

где dS -- приращение энтропии, кДж/(кг*К); dQ -- изменение тепловой энергии рабочего тела, кДж/кг; dU -- приращение внутренней энергии, кДж/кг; dl -- внешняя работа, кДж/кг; А--тепловой эквивалент работы, равный 1/101,7 кДж (кг*м); Т -- абсолютная температура, К.

34. Зависимость скорости химической реакции от различных факторов (температура, давление, концентрация веществ, катализаторы)

Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ и условий протекания реакции: концентрации с, температуры t, присутствия катализаторов, а также от некоторых других факторов (например, от давления - для газовых реакций, от измельчения - для твердых веществ, от радиоактивного облучения).

Влияние концентраций реагирующих веществ. Чтобы осуществлялось химическое взаимодействие веществ А и В, их молекулы (частицы) должны столкнуться. Чем больше столкновений, тем быстрее протекает реакция. Число же столкновений тем больше, чем выше концентрация реагирующих веществ. Отсюда на основе обширного экспериментального материала сформулирован основной закон химической кинетики, устанавливающий зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ:

Cкорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

Для реакции (I) этот закон выразится уравнением

v = kcA cB, где сА и сВ - концентрации веществ А и В, моль/л; k - коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости реакции. Основной закон химической кинетики часто называют законом действующих масс.

Из уравнения (1) можно установить физический смысл константы скорости k : она численно равна скорости реакции, когда концентрации каждого из реагирующих веществ составляют 1 моль/л или когда их произведение равно единице.

Константа скорости реакции k зависит от природы реагирующих веществ и от температуры, но не зависит от их концентраций.

Уравнение (1), связывающее скорость реакции с концентрацией реагирующих веществ, называется кинетическим уравнением реакции. Если опытным путем определено кинетическое уравнение реакции, то с его помощью можно вычислять скорости при других концентрациях тех же реагирующих веществ.

Влияние температуры

Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа:

При повышении температуры на каждые 10о скорость большинства реакций увеличивается в 2-4 раза.

Математически эта зависимость выражается соотношением

vt 2 = vt 1 г, где vt 1 , vt 2 - скорости реакции соответственно при начальной (t 1) и конечной ( t 2 ) температурах, а г - температурный коэффициент скоро­сти реакции, который показывает, во сколько раз увеличивается скорость реакции с повышением температуры реагирующих веществ на 10°.

Правило Вант-Гоффа является приближенным и применимо лишь для ориентировочной оценки влияния температуры на скорость реакции. Температура влияет на скорость химической реакции, увеличивая константу скорости.

35. Обратимые и необратимые реакции. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье

Химические реакции часто протекают так, что исходные реагирующие вещества полностью превращаются в продукты реакции. Например, если в соляную кислоту опустить гранулу цинка, то при достаточном количестве кислоты реакция будет продолжаться до полного растворения цинка согласно уравнению:

2НСl+Zn = ZnCl2 + H2

Химические реакции, в результате которых исходные вещества практически полностью превращаются в конечные продукты, называются необратимыми.

К ним откосятся как гетерогенные, так и гомогенные реакции. Например, реакции горения простых веществ -- фосфора, угля, железа и сложных -- метана СН4, сероуглерода СS2. Как вы знаете, реакции горения относятся к экзотермическим реакциям. Чаще всего к экзотермическим будут относиться реакции соединения, например реакция гашения извести:

СаО + Н2О = Са(ОН)2 + Q (теплота выделяется).

Логично предположить, что к эндотермическим реакциям относятся обратные реакции, то есть реакции разложения, например реакция обжига известняка:

СаС03 = СаО + СО2 - Q (теплота поглощается).

Следует помнить, что очень небольшое число реакций являются необратимыми.

Реакции гомогенные являются необратимыми, если протекают с образованием нерастворимого, газообразного продукта или воды. Это правило называется правилом Бертолле, который и установил это важнейшее условие необратимости химической реакции.

Однако необратимых реакций не так много. Большинство реакций обратимы. Эту реакцию используют при получении серной кислоты. Обратимыми являются также реакции синтеза аммиака:

Химические реакции, которые протекают одновременно а двух противоположных направлениях -- прямом и обратном -- называются обратимыми.

Реакция получения угольной кислоты протекает как в прямом, так н в обратном направлении, то есть является обратимой. Обратимость реакции обозначается двумя противоположно направленными стрелками. Среди обратимых реакций, лежащих в основе получения важнейших химических продуктов, в качестве примера назовем реакцию синтеза (соединения) оксида серы (VI) из оксида серы (IV) и кислорода.

Химическим равновесием называется такое состояние химической системы, при котором количества исходных веществ и продуктов не меняются со временем.

Химическое равновесие носит динамический характер.

Положение химического равновесия зависит от следующих параметров реакции: температуры, давления и концентрации. Влияние, которое оказывают эти факторы на химическую реакцию, подчиняются закономерности, которая была высказана в общем виде в 1885 году французским ученым Ле-Шателье.

Факторы, влияющие на химическое равновесие:

1) температура

При увеличении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической (поглощение) реакции, а при понижении в сторону экзотермической (выделение) реакции.

CaCO3=CaO+CO2 -Q t^ >, tv <

N2+3H2-2NH3 +Q t^ <, tv >

2) давление

При увеличении давления химическое равновесие смещается в сторону меньшего объёма веществ, а при понижении в сторону большего объёма. Этот принцип действует только на газы, т.е. если в реакции участвуют твердые вещества, то они в расчет не берутся.

CaCO3=CaO+CO2 P^ <, Pv >

1моль=1моль+1моль

3) концентрация исходных веществ и продуктов реакции

При увеличении концентрации одного из исходных веществ химическое равновесие смещается в сторону продуктов реакции, а при повышении концентрации продуктов реакции-в сторону исходных веществ.

S2+2O2=2SO2 [S],[O]^ >, [SO2]^ <

Катализаторы не влияют на смещение химического равновесия!

Размещено на Allbest.ru