Объемные отношения при взаимодействии газообразных веществ. З-н Гей-Люссака

Вопрос

Атомно-молекулярное учение разработал М.В. Ломоносов в 1741 г. Основные положения закона:

1) все вещества состоят из «корпускул» (молекул);

2) молекулы состоят из «элементов» (атомов);

3) частицы – молекулы и атомы – находятся в непрерывном движении. Тепловое состояние тел есть результат движения их частиц;

4) молекулы простых веществ состоят из одинаковых атомов, а молекулы сложных веществ – из различных атомов. Атомно-молекулярное учение окончательно утвердилось в 1860 г .

З-н сохранения массы веществ, позже (в 1748 г.) сформулированный М.В. Ломоносовым, подчинен з-ну атомно-молекулярного учения и объяснен с точки зрения последнего: общее число атомов остается постоянным до и после реакций. Напр.:

Из двух молекул бромида калия и одной молекулы образовалось 2 молекулы хлорида калия и одна молекула брома (т. е. образовалось три молекулы), 3 = 3. Из одной молекулы Н и одной молекулы Cl – 2 молекулы хлороводорода. А масса вещ-в до и после реакции не претерпевает изменений, т. к. атомы имеют постоянную массу. Масса вещ-в, вступивших в хим. реакцию, равна массе вещ-в, образующихся в рез-те реакции.З-н сохранения массы веществ Ломоносов связывал с сохранением энергии. Он рассматривал эти законы с точки зрения всеобщего з-на природы. З-н сохранения массы веществ и з-н сохранения энергии – единые з-ны природы – з-ны вечной материи и ее движения. Взаимосвязь массы и энергии выражается ур-нием Эйнштейна: Е = mc², гдеЕ – энергия, m – масса, и с – скорость света в вакууме. Из ур-ния Эйнштейна в применении к хим. реакциям следует, что выделение энергии сопровождается уменьшением, а поглощение – увеличением массы образующихся вещ-в. Значение з-на сохранения массы веществ. З-н сохранения массы вещ-в позволяет правильно составить ур-ние хим. реакций, явл. опорой для осуществления расчетов по хим. ур-ниям, позволяет сформулировать представление о всеобщем равновесии материи.

В хим. реакциях изменение массы, вызванное выдел-м или поглощ-м энергии, очень мало. Из ур-ния Эйнштейна в применении к хим. реакциям следует, что выделение энергии сопровождается уменьш-м, а поглощение – увелич-м массы образ-ся веществ.

Вследствие этого появилось понятие дефект массы. Это разность между массой частицы (атомного ядра) и массой составл-х ее частиц.

Объемные отношения при взаимодействии газообразных веществ. З-н Гей-Люссака

З-н прост.объемных отношений, или хим. з-н ( Гей-Люссак,1805-1808): объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу, а также к объемам образующихся газообразных продуктов как небольшие целые числа.При этом предполагается, что все объемы газов приведены кодинаков. t и давлению. Напр., 1л водорода соединяется с 1л хлора, образуя 2л хлороводорода; 2л водорода соединяются с 1л кислорода, образуя 2л водяного пара.З-н прост.объемн. отнош. невозможно было объяснить, руководствуясь учением Дальтона о том, что прост. вещ-ва состоят из атомов. В самом деле, если в равных объемах газов, наприм. Н и Cl, содержится одинаков.число атомов, то при их взаимодействии должен получиться 1 л хлороводорода, а не 2, как показывал опыт. Во втором примере должен был получиться 1 л паров воды, что также противоречило опыту.

Вопрос №5.

Планетарное строение атома

Автор Дж.Томсон: атом состоит из положит. заряда, равномерно распределенного по всему объему атома, и электронов, колеблющихся внутри этого заряда .В целом атом электронейтрален.

Постулаты Бора

1913 году Бор предложил постулаты, в которых были предложены условия устойчивости атомов:

1) е может вращаться вокруг ядра, не излучая и не поглощая энергии лишь на так называемых стационарн. орбитах. Кажд. такой орбите соответствует определенное значение энергии. Чем ближе к ядру находится е, тем меньшим запасом энергии он обладает.

2) Переход е с одной стационарной орбиты на другую сопровождается излучением или поглощением энергии.

Понятие о квантовых числах

Электронную орбиталь рассматривают в трехмерном пространстве. Поэтому для ее характеристики используют 3 квантов.числа. |ψ|²=f(n,e,m_e)

Для полной хар-ки электрона в атоме используют 4 квантовых числа: 3 характреризуют электрон.орбиталь, а четвертое – общее состояние электрона.

n- главн.квантов.число, хар-ет основн.запас энергии электрона. Чем больше n, тем больше энергия электрона и тем дальше электрон от ядра=>тем больше р-р электронного облака. n может изм.от 1 до ∞, принимая все целочисленные значения. Для эл-тов периодич.системы n изменяется от 1 до 7; совпадает с номером эл-та в табл.и характеризует энергетич.ур-ни.

l – орбитальное квантов. число, характеризует орбитальный момент кол-ва движений. С этим связана форма электрон.облака.

l связано с n (l=n-1). l изм. от 0 до n-1, принимая все целочислен. значения. Хар-ет энергетич. ур-ни , кот. обозн. буквами s, p, d, f. Кажд. подуровень имеет свою форму электрон.облака. l=0-s-подуровень, форма – шар. l=1-p-подуровень, гантель. l=2-d-подуровень. l=3-f-подуровень.

Магнитн. квантов.число m_l хар-ет ориентацию электрон. облака по отнош. к внешн. магнитному полю. m_lхарактеризуется от +l..0..-l, принимая все целочисленные значения. Если l=0, то m_l=0, если l=0, то m_l=+1..0..-1. Магнитн. квант.число показывает число орбиталей: m_l=2l+1

m_s – спин (спинов. квантов. число) хар-ет собственное состояние электрона. Упрощенно показывает вращение по и против часовой стрелке.

Электронное облако — это наглядная модель, отражающая поведение е в атоме или молекуле.

Волновые свойства электрона, вследствие волновой природы е нельзя четко измерить атомн. радиусы, поэтому измеряют эффективн. атомн. радиусы, т.е. такие, которые проявл. себя в действии. Атомн. радиусы также измеряются периодически.

Типы связей между атомами.

Ковалентная связь- вид хим. связи между двумя атомами, кот. осуществляется общей для них электронной парой (по одному е от каждого атома).

Ионная связь –это связь между ионами, осуществляется за счёт притяжения разноимённо заряженных ионов. Напр., хлорид калия

Ковалентн.неполярная-если общ.электронная пара в равной степени принадлежит обоим атомам. Ковалентн. неполярн.связь возникает между атомами одного и того же неметалла,т.е. в прост. вещ-вах.

Ковалентная полярная-еслиобщая электрон.пара смещена к одному из эл-тов. Ковалентн.полярн.связь возникает в сложн. вещ-вах между атомами неметаллов.

Донорно-акцепторная связь. Для образования этого вида ковалентной связи оба е предоставляет один из атомов — донор. Второй из атомов, участвующий в образовании связи, называется акцептором. В образовавшейся молекуле формальный заряд донора увеличив. на 1, а формальный заряд акцептора уменьш.на 1.

Особенности:

Сигма (σ)-, пи (π)-связи — приближенное описание видов ковалентн. связей в мол-лах различн. соединений, σ-связь характ-ся тем, что плотность электрон.облака max вдоль оси, соединяющ. ядра атомов. При образовании π-связи осуществляется так назыв. боков. перекрывание электрон. облаков, и плотность электрон. облака max «над» и «под» плоскостью σ-связи.

Направленность связи обусловлена молекулярн.строением вещ-ва и геометрич. формы их мол-лы. Углы между двумя связями называют валентными.

Насыщаемость — способность атомов образовывать ограничен. число ковалентн.связей. Кол-во связей, образуем. атомом, ограничено числом его внеш.атомн. орбиталей.

Полярность связи обусловлена неравномерн.распределением электрон. плотности вследствие различий в электроотрицательностях атомов. По этому признаку ковалентн.связи подразделяются на неполярн. и полярн.

Гибридизация орбиталей — усреднение атомн. орбиталей по форме и по энергии.

Кол-во гибридн. орбиталей равно числу атомн.орбиталей, вступивших в гибридизацию.Тип гибридизации опред. типом орбиталей,вступивш. в гибр. В изолирован.атомах гибридиз. не происх., т.к. на гибр. необх. затратить энергию. В м-лах гибр. происх. за счет образования более прочн. связей гибридн. орбиталями по равн с атомн. орбиталями. При гибр. электрон.облако смещается в сторону образования связи. Перекрывание электрон.облака будет более полным и связь будет прочнее.

Вопрос 12

Вопрос № 1

Термохимия-раздел химии, изучающий тепловые эффекты различных процессов

З-н Гесса: тепловой эффект (или изменение энтальпии ) реакции зависит только от начальн. и конечн. состояний реагирующих в-в и не зависит от промежуточных стадий реакции.

Теплов.эффект реакции – кол-во выделен. или поглащен. теплоты при протекании реакции

Теплота образования (энтальпия) – теплов. эффект реакции образования одного моля в-ва из прост.в-в, устойчивых при станд. условиях.

Теплота сгорания - это теплота, кот.выделяется при сгорании в-ва в кол-ве 1 моль

Следствия из з-на Гесса:

-Тепловой эффект прямой реакции равен по величине и противоположен по знаку тепловому эффекту обратной реакции (з-н Лавуазье — Лапласа).

- Тепловой эффект хим. реакции равен разности сумм теплот образования продуктов реакции и исходных в-в, умноженных на стехиометрические коэффициенты (ν):

- Тепловой эффект хим.реакции равен разности сумм теплот сгорания исходных в-в и продуктов реакции, умноженных на стехиометрические коэффициенты (ν):

- Если начальное и конечное состояния хим.реакции (реакций) совпадают, то ее (их) тепловой эффект равен нулю.

Применение з-на Гесса к расчету тепловых эффектов: закон Гесса позволяет рассчитывать теплоты образования нестабильных соединений и тепловые эффекты реакции, кот.нельзя осуществить экспериментально . Так,невозможно определить тепловой эффект реакции горения графита до оксида СО, т.к. при этом всегда образуется то или иное количество СО2.

Первое начало термодинамики: если в замкнутой системе,состоящей из неск.тел,имеющих первоначально различн. t, происходит теплообмен, то никакая работа внутри системы не совершается.

Вопрос №3

Термодинамические потенциалы(функции) - характеристическая ф-ция в термодинамике, убыль кот. в равновесных процессах, протекающих при постоянстве значений соответствующих независимых параметров, равна полезной внешней работе.

Энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал)-свободная энергия системы при пост. давлении и температуре ,обозначают буквой G

Энергия Гельмгольца (или просто свобо́дная эне́ргия) — термодинамич. потенциал, убыль кот.в квазистатическомизотермическом процессе равна работе, совершённой системой над внешними телами.

Второй закон термодинамики дает критерий направленности самопроизвольных необратимых процессов. Всякое изменение состояния системы описывается соответствующим изменением особой ф-ции состояния - энтропии S, кот.определяется суммарной величиной поглощенных системой приведенных теплот Q / T .

В этом и состоит эволюционный критерий направленности необратимых изменений в изолированных системах, кот.всегда идут с увеличением энтропии до ее max значений при окончании процесса и установлении термодинамич. равновесия. Увеличение энтропии означает падение степени упорядоченности и организованности в системе, ее хаотизацию.

Вопрос №17.

Скоростью химической реакции называется количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени в единице объема системы.

Количество вещества выражают в МОЛЯХ, а объем в ЛИТРАХ. В этом случае мы получаем удобную для работы величину - КОНЦЕНТРАЦИЮ вещества в моль/л, которая ИЗМЕНЯЕТСЯ в ходе реакции.

Таким образом, скоростью реакции называют изменение концентрации какого-нибудь вещества, участвующего в реакции, за единицу времени (например, за секунду или за минуту). Отсюда другое определение скорости реакции:

Вопрос №16.

Раствор – гомогенная (однородная) смесь, образованная не менее чем двумя компонентами, один из кот.назыв. растворителем, а другой – растворимым в-вом, это также система переменного состава, находящаяся в состоянии хим. равновесия.

Растворитель – компонент, агрегатное состояние кот.не изменяется при образовании р-ра. В случае же растворов, образующихся при смешении газа с газом, жидкости с жидкостью, твёрд. в-ва с твёрдым,растворителем считается компонент, кол-во кот. в р-ре преобладает.

Растворенное в-во - компонент жидк. или тверд.р-ра, кот. присутствует в меньшем или незначит. кол-ве.

Р-ры делятся на истинные и коллоидные.

В истинных р-рах (часто называемых просто р-рами) частицы растворенных в-в невидимы ни визуально, ни с помощью оптич. микроскопа. Частицы относит.свободно передвигаются в среде растворителя. В кач-ве растворенных в-в в истин. р-рах могут содержаться неэлектролиты (глюкоза) в виде мол-л и электролиты(хлорид натрия) в виде ионов.

Суспензии – дисперсные системы, в кот. дисперсной фазой явл. тверд. в-во,равномерно распределенное в виде мельчайших частиц в жидкой дисперсионной среде во взвешенном состоянии,причем тверд. в-во практич. нерастворимо в жидкости. Чем мельче частицы,тем дольше сохраняется суспензия. Суспензии относятся к грубодисперсным системам. Пример суспензии – взболтанная глина в воде: со временем частицы выпадут на дно сосуда под действием сил тяжести. В природных условиях образование суспензий происходит при размывании почв и грунтов водой, загрязнении водоемов атмосферной пылью.суспензии широко используют в строительной технологии,в пр-ве керамики,пластмасс,лакокрасочных материалов, бумаги и др. Чтобы приготовить суспензию , надо в-во измельчить до тонкого порошка,высыпать в жидкость , в кот. в-во не растворяется и хорошо взболтать. Чем меньше частички,тем дольше будет сохраняться суспензия.

Эмульсии– дисперсные системы, в которых дисперсные фаза и среда явл. взаимно не смешивающимися жидкостями (иначе – это неоднородная система, состоящая из капель жидкости,распределенных между м-лами др. жидкости). Напр.,из воды и масла можно приготовить эмульсию длительн. встряхиванием. Примером эмульсии также явл. молоко,в кот. мелкие шарики жира распределены в жидкости.

Суспензии и эмульсии – двухфазные системы.

Р-ры подразделяются на:

· Молекулярные –водн. р-ры неэлектролитов – органич. в-в(спирт,глюкоза)

· Молекулярно-ионные – р-ры слаб. электролитов(азотистой,сероводородн. кис-т)

· Ионные – р-ры сильн. электролитов(щелочей,солей,кис-т-NaOH, , HN )

Р-ры бывают концентрирован. и разбавлен.. Из практич. опыта известно, что растворимость многих в-в небезгранична и зависит от t.

Насыщенным называется такой р-р , в кот. при данной t в-во больше не растворяется.

В ненасыщен. р-ре содержится меньше в-ва, а в пересыщен.– больше,чем в насыщенном.

В работе с в-вами важно знать их растворимость в воде. В-во считается хорошо растворимым,если при комнатной температуре в 100 г растворяется 1 г этого в-ва; если меньше, то в-во считается малорастворимым;при растворимости менее 0,001 г – нерастворимым.

Растворимость –св-во вещ-ва раствориться в воде или др. растворителе.

Хим. теория образования р-ров Д.И.Менделеева, по кот.между растворителем и растворенным вещ-вом происходят хим. взаимодействия (хим. реакции) с образованием особой группы вещ-в: сольватов, гидратов и кристаллогидратов.

В рез-те хим. взаимодействия растворен. вещ-ва с растворителем образуются соединения,кот назыв.сольватамиилигидратами, если растворителем явл. вода. Образование таких соединений роднит р-ры с хим. соединениями.

Концентрация р-ра –содержание растворенного вещ-ва в опред. массовом или объемном кол-ве р-ра или растворителя.

Массов.доля растворен.вещ-ва:Ѡ=(mв-ва/m р-ра)*100% mр-ра=ƿ*V (г)

Молярн.концентрация(молярность):С_М=δ/V (моль/л) δ=m/M (моль)C_M=m/(M*V) (моль/л)

Норм.концентрация(нормальность):С_Н=δ/V (экв/л) С_Н=m/(Э*V) (экв/л) δ=m/Э

Насыщен.р-р –р-р,кот.нах-ся в динамич.равновесии с избытком растворяемого вещ-ва.

Пересыщенный р-р — р-р, содержащий больше растворённого вещ-ва, чем в насыщенном р-ре, избыток вещ-ва легко выпадает в осадок.

Как правило, растворимость тверд.вещ-в в оде с повышением t возрастает. Но имеются и вещ-ва,растворимость кот.при увеличении t понижается. Давление влияет на коэф-т растворимости тверд. тела незначит-но,т.к. при растворении не происходит заметного изменения объема системы. Выделение вещ-ва из раствора при охлаждении – кристаллизация.

При растворении газов в воде выделяется теплота. Поэтому в соответствии с принципом Ле-Шателье при повышении tрастворимость газа уменьшается. Растворимость газа от давления определяется з-ном Генри: при пост. t растворимость газа пропорц. его порциональному давлению. Для газов,взаимод. с растворителем,а также при высоких давлениях наблюдаются большие отклонения от з-на Генри.

Вопрос 20

Ионное произведение воды.

K_В=[Н⁺][ОН⁻]= 10⁻¹⁴ при 25ᵒС

Это произведение концентрации ионов водорода и гидроксильных групп. Величина постоянная const=10⁻¹⁴ при 25ᵒС

Т.к. К_В(константа воды)≠0, то в любом водном р-ре есть ионы [Н⁺]≠0, [ОН⁻]≠0.

В кислой среде: [H⁺]>[OH⁻] , [H⁺]>10⁻⁷ моль-ионов/литр

В нейтральной среде: [H⁺]=[OH⁻] =√10⁻⁴=10⁻⁷ м-и/л

В щелочной среде: [H⁺]<[OH⁻] [H⁺]<10⁻⁷

Водородный показатель.pH= -lg[H⁺], [H⁺]=10⁻ ᵖᴴ . В.п – это отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода.

Гидроксильный показатель.pОH= -lg[ОH⁻] [ОH⁻]= 10⁻ᵖᴼᴴ.

Для сильных электролитов более правильно писать pH=-lgaᴴ⁺

Активность аᴴ⁺=fᴴ⁺•Cᴴ⁺

f – коэффициент активности, учитывает все силы взаимодействия между ионом в растворе .чем сильнее взаимодействие, тем меньше коэффициент активности f<1.

Вопрос №22г

Амфотерные оксиды – это оксиды, которым соответствуют амфотерные гидроксиды. Амфотерные оксиды – оксиды металлов в с. о. атомов +3, +4, а также BeO, ZnO, PbO, SnO и некоторые другие. Амфотерные оксиды могут проявлять и кислотные, и основные свойства в зависимости от веществ, с которыми они взаимодействуют. С кислотами и кислотными оксидами амфотерн. оксиды проявл.св-ва основн.оксидов, а с основаниями и основными оксидами – cв-ва кислотн.оксидов. Однако не у всех амфотерных оксидов кислотн. и основные св-ва выражены в одинаковой мере. Например, у оксида мышьяка(III) кислотные свойства преобладают над основными, а у оксида сурьмы(III) основные свойства преобладают над кислотными.

Амфотерные оксиды с водой не взаимодействуют, например:

+ ≠

Амфотерные оксиды при взаимодействии с кис-тами проявл. св-ва основн. оксидов, образуя соль и воду, например:

+ = +

При избытке многоосновной кис-ты образуется кислая соль, например:

+ (изб.)=

При избытке оксида образуется основная соль, например:

ZnO (изб.) + HCl = ZnOHCl.

Двойные оксиды образуют две соли, например:

Fe

Например:

Амфотерн. оксиды при взаимодействии со щелочами проявл.св-ва кислотн. оксидов.

Состав продуктов реакции зависит от условий реакции. При сплавлении образуется средняя соль и вода, в р-ре – комплексная соль, например:

ZnO + 2NaOH (тв.)

ZnO + 2NaOH +

Оксид алюминия при взаимодействии со щелочью в зависимости от ее концентрации образует одну из двух комплексных солей – с четырьмя и шестью ОН-группами(Na и N )

Оксиды взаимодействуют со щелочами только при сплавлении. С нерастворимыми основаниями амфотерные оксиды не взаимодействуют.

Например:

Гидратные формы амфотерных оксидов получают косвенно, например, из солей:

H2SiO3 → SiO2 + H2O

23 вопрос

Гидролиз солей.

Гидролиз солей – это взаимодействие ионов соли с водой с образованием малодиссоциирующих частиц.

Сущность гидролиза сост. в ом,что в рез-те обменна ионов соли с мол-лами воды происх смещение равновесия электролитич.диссоциации воды,и в рез-те накаплив.избыток тонов Н или ОН.

Согласно ТЭД все соли,как правило,сильн.электролиты,т.е.в водн.р-ре полностью диссоц.на ионы. «Все ионы в р-ре окружены м-лами воды,кот.образуют гидратную оболочку»(по теории Каблукова). Со своей гидратной оболочкой ионы взаимодействуют по-разному: анионы слаб.кис-т связаны с волой Н-связью.Если это анионы слаб.к-ты,то они могут «оторвать» и присоед. к себе ион Н. При этом образуется слаб.к-та или кисл.анион. Анионы сильн.к-т с водой не взаимодействуют.

Катионы связаны с м-лами воды донорно-акцепторной связью. Такое взаимодействие тем сильнее, чем больше заряд катиона и чем меньше его размер. Катионы, образующ.слаб.основания,будут взаимодействовать с мол-лами воды,притягивая к себе ОН. При этом образ. слаб.основаниеили гидроксокатион.Катионы сильн.оснований с водой не взаимодейств.,т.к. сильн.основания полностью диссоциированы в р-ре.

Степень гидролиза –отношение кол-ва соли,подвергшиеся гидролизу общему кол-ву соли в р-ре. (h)

При разбавлении р-ров солей и нагревании гидролиз усиливается. Степень гидролиза для солей,образован. слаб.к-той и сильн.основанием или сильной к-той и слаб.основанием невелика(~1%). Если в рез-те гидролиза накаплив. ионы Н,то чтобы подавить гидролиз, надо добавить к-ту, а чтобы усилить – основание. Если в резте гидролиза накаплив.ионы ОН, то чтобы подавить гидролиз надо добав. основание, чтобы усилить – к-ту.

Вопрос.

Реакции между электролитами в р-ре – это реакции между ионами, или ионные реакции. Реакция обмена между электролитами в р-ре возможна, т.е. практически необратима, если один из продуктов уходит из сферы реакции: выпадает в осадок, выделяется в виде газа или явл. малодиссоциированным соединением. Ионные реакции записыв. с помощью ионно-молекулярных ур-ний(полных и сокращенных). При этом слаб. электролиты, практич. нерастворимые в-ва, неэлектролиты(простые в-ва, оксиды, газообразные в-ва) необходимо записывать в молекулярной, а сильные электролиты – в ионной форме. Сумма электрич. зарядов левой части уравнения должна быть равна сумме электрич. зарядов правой части.

Многочислен.ионообменные реакции в р-рах электролитов, кот. протекают необратимо, можно разбить на 4 типа:

1. Реакции с образованием осадков:

AgNO₃ +HCl=AgCl ↓+HNO₃

Ag⁺ + NO₃⁻ + H⁺ + Cl⁻ = AgCl ↓+ H⁺ + NO₃⁻

Ag⁺ + Cl⁻ = AgCl↓

2. Реакции с образованием газообразных малорастворимых веществ:

Na₂CO₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + CO₂↑ +H₂O

2Na⁺ + CO₃^2- + 2H⁺ + SO₄^2- → 2Na⁺ + SO₄^2- + CO₂↑ + H₂O

CO₃^2- + 2H⁺ → CO₂↑ + H₂O

3. Реакции с образованием малодиссоциирующих в-в(слабых электролитов):

HCl + KOH → KCl + H₂O

H⁺ + Cl^- + K⁺ +OH^-→K⁺ +Cl^- + H₂O

H⁺+OH^-→H₂O

4. Реакции с образованием комплексных соединений(ионов):

CuSO₄*5H₂O+4NH₃ = [Cu(NH₃)₄]SO₄+5H₂O

[Cu(H₂O)₄]²⁺+SO₄^2-+ H₂O+4NH₃ = [Cu(NH₃)₄]²⁺+ SO₄^2-+5H₂O

[Cu(H₂O)₄]²⁺+4NH₃ = = [Cu(NH₃)₄]²⁺+4H₂O

Таким образом, реакции обмена в р-рах электролитов практич. протекают необратимо в сторону образования осадков(малорастворимых в-в), газов(летучих в-в), слабых электролитов(малодиссоциирующих соединений) и комплексных ионов(в-в).

Реакции нейтрализации- обменные реакции взаимодействия к-т и оснований, в рез-те кот.образуются соль и вода.

При нейтрализации фиксир. св-ва к-т, такие, как изменение под их воздействием окраски некот. растворим. красителей-индикаторов (напр.,фиолетового лакмуса — в красный цвет),каталитич.действие на некот.хим.реакции (напр., инверсиясахаров), растворяющее действие на активн.металлы (Mg, Zn и др.), карбонаты и некот. др. малорастворим. соединения, кисл. вкус водных р-ров, а также потеря всех этих св-в при реакциях с основаниями.

Рассмотрим различные типы реакций нейтрализации.

1. Нейтрализация сильного основания сильной кис-той:

КОН + HNO3 – KNO3 + Н2O .

Молекулярно-ионное уравнение такой реакции Н+ + OН- → Н2O

и отрицательное знач. энергии Гиббса ΔG° показыв., что равновесие практич. смещено в сторону образования воды.

Общим случаем реакции нейтрализации явл. взаимодействие кис-т и оснований, различающихся по силе (степени диссоциации). Эти реакции не доходят до конца вследствие протекания обратной реакции гидролиза соли.

2. Нейтрализация слабой кислоты сильн. основанием:

или в молекулярно-ионном виде:

В данном случае реакция нейтрализации обратима. Обратима и реакция нейтрализации слабого основания сильн.кис-той:

или в молекулярно-ионном виде:

а также – слабого основания слабой кис-той:

или в молекулярно-ионном виде:

В данных системах равновесие сильно смещено вправо, т.к. вода значительно более слабый электролит, чем синильная к-та, аммиак и уксусная к-та.

Окислители и восстановители

Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции (ОВР) — это встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих в-в, реализующихся путём перераспределения е между атомом-окислителем и атомом-восстановителем. В процессе ОВР восстановитель отдаёт электроны, то есть окисляется; окислитель присоединяет электроны, то есть восстанавливается. Причём любая ОВР представляет собой единство двух противоположных превращений — окисления и восстановления, происходящих одновременно и без отрыва одного от другого.

Окисление

Окисление - процесс отдачи электронов, с увеличением степени окисления.

При окислении в-ва в рез-те отдачи электронов увеличив.его степень окисления. Атомы окисляемого в-ва назыв. донорами, а атомы окислителя — акцепторами. В некот.случаях при окислении м-ла исходн. в-ва может стать нестабильной и распасться на более стабильн.и более мелк.составные части.При этом некот. из атомов получившихся м-л имеют более высокую степень окисления, чем те же атомы в исходн. м-ле. Окислитель, принимая электроны, приобретает восстановительн. св-ва, превращаясь в сопряжённый восстановитель:

окислитель + e− ↔ сопряжённый восстановитель.

Восстановление

Восстановление - процесс присоединения электронов атомом в-ва, при этом его степень окисления понижается.При восстановлении атомы или ионы присоединяют электроны. При этом происходит пониж.степени окисления эл-та. Прим.: восстановление оксидов металлов до свободных металлов при помощи Н, углерода, др.в-в; восстановление органич. к-т в альдегиды и спирты; гидрогенизация жиров и др.

Восстановитель, отдавая электроны, приобретает окислительные св-ва, превращаясь в сопряжённый окислитель:

восстановитель — e− ↔ сопряжённый окислитель.

Несвязанный, свободный электрон является сильнейшим восстановителем.

Существует три типа ОВР:

1) Реакции МЕЖМОЛЕКУЛЯРНОГО окисления-восстановления (когда окислитель и восстановитель – разные в-ва);

2) Реакции ДИСПРОПОРЦИОНИРОВАНИЯ (когда окислителем и восстановителем может служить одно и то же в-во);

3) Реакции ВНУТРИМОЛЕКУЛЯРНОГО окисления-восстановления (когда одна часть молекулы выступает в роли окислителя, а другая – в роли восстановителя).

Примеры

Окисление, восстановление

В ОВР электроны от одних атомов, м-л или ионов переходят к другим. Процесс отдачи электронов — окисление. При окислении степень окисления повышается:

Процесс присоединения электронов — восстановление. При восстановлении степень окисления понижается:

Атомы или ионы, которые в данной реакции присоед. электроны явл.окислителями, а кот. отдают электроны — восстановителями.

Вопрос 27

Электролиз-физ.-хим. процесс, состоящий в выделении на электродах составных частей растворенных в-в, являющихся рез-том вторичн. реакций на электродах, кот. возникает при прохождении эл.тока через р-р либо расплав электролита .Упорядочен.движение ионов в проводящих жидкостях происх.в эл. поле, которое создается электродами-проводниками, соединенными с полосами источника электр. энергии. Анодом при электролизе назыв. положит. электрод, катодом – отрицат.. Положит. ионы-катионы(ионы металлов, водородн. ионы, ионы аммония и тп.)-движутся к катоду. Отрицат. -анионы(ионы кислотн. остатков и гидроксильной группы)-движутся к аноду. Явление электролиза широко примен. в современ. промышленности. Электролиз явл. одним из способов промышлен.получения алюминия, водорода, а так же гидроксида натрия, хлора, хлорорганич. соединений. Большое кол-во металлов извлекаются из руд и подвергаются переработке с помощью электролиза. Электролиз находит применение в очистке сточных вод.

Первый закон Фарадея. В 1832 году Фарадей установил, что масса М в-ва, выделившегося на электроде, прямо пропорц. электрич. заряду Q, прошедшему через электролит:

M=k*Q=k*I*t, если через электролит пропускается в течении времени t пост. ток с силой тока I. Коэф-т пропорциональности называется электрохим. эквивалентом в-ва. Он численно равен массе в-ва, выделившегося при прохождении через электролит единичного электрич.заряда, и зависит от хим.природы в-ва.

Второй закон Фарадея: Электрохим. эквиваленты различных в-в относятся, как их хим. эквиваленты. Хим. эквивалентом иона назыв.отношение молярной массы А иона к его валентности Z.Поэтому, электрохим. эквивалент .

Второй закон Фарадея записывается в следующем виде:

где — M молярн. масса данного в-ва, образовавшегося (однако не обязательно выделившегося — оно могло и вступить в какую-либо реакцию сразу после образования) в рез-те электролиза, г/моль; I — сила тока, пропущенного через в-во или смесь в-в (р-р, расплав), А; — время, в течение кот.проводился электролиз, с; — постоянная Фарадея, Кл·моль−1; — число участвующих в процессе электронов, кот.при достаточно больших значениях силы тока равно абсол. величине заряда иона, принявшего непосредственное участие в электролизе (окисленного или восстановленного). Однако это не всегда так; напр., при электролизе р-ра соли меди(II) может образовываться не только свободн. медь, но и ионы меди(I) (при небольшой силе тока).

-Расплавы

1) Активные металлы

1.Соль активного металла и бескислородной кислоты

NaCl ↔ Na⁺ + Cl⁻

K"катод"(-): Na⁺ + 1e = Na⁰

A"анод"(+): Cl⁻ — 1e = Cl⁰; Cl⁰+Cl⁰=Cl2

Вывод: 2NaCl → (электролиз) 2Na + Cl2

2.Соль активного металла и кислородосодержащей кислоты

Na2SO4↔2Na⁺+SO4²⁻

K(-): 2Na+ +2e =2Na⁰

A(+): 2SO4²⁻ −4e =2SO3+O2

Вывод: 2Na2SO4 → (электролиз) 4Na + 2SO3 + O2

3. Гидроксид: активный металл и гидроксид-ион

NaOH ↔ Na⁺ + OH⁻

K(-): Na⁺ +1e =Na⁰

A(+): 4OH⁻ −4e =2H2O + O2

Вывод: 4NaOH → (электролиз) 4Na + 2H2O + O2

2) Менее активные металлы

3) Неактивные металлы

-Растворы

1) Активные металлы

1.Соль активного металла и бескислородной кислоты

NaCl ↔ Na⁺ + Cl⁻

K"катод"(-): 2H2O + 2e = H2 + 2OH⁻

A"анод"(+): Cl⁻ — 1e = Cl⁰; Cl⁰+Cl⁰=Cl2

Вывод: 2NaCl + 2H2O(электролиз) → H2 + Cl2 +2NaOH

2.Соль активного металла и кислородсодержащей кислоты

Na2SO4↔2Na⁺+SO4²⁻

K(-): 2H2O + 2e = H2 + 2OH⁻

A(+): 2H2O — 4e = O2 + 4H⁺

Вывод: 2H2O (электролиз) → 2H2 + O2

3. Гидроксид: активный металл и гидроксид-ион

NaOH ↔ Na⁺ + OH⁻

K(-): 2H2O + 2e = H2 + 2OH⁻

A(+): 2H2O — 4e = O2 + 4Н⁺

Вывод: 2H2O (электролиз) → 2H2 + O2

2) Менее активные металлы

1.Соль менее активного металла и бескислородной кислоты

ZnCl2 ↔ Zn²⁺ + 2Cl⁻

K"катод"(-): Zn²⁺ + 2e = Zn⁰

A"анод"(+): 2Cl⁻ — 2e = 2Cl⁰

Вывод: ZnCl2 (электролиз) → Zn + Cl2

2.Соль менее активного металла и кислородсодержащей кислоты

ZnSO4 ↔ Zn²⁺+SO4²⁻

K(-): Zn²⁺ + 2e = Zn⁰

A(+): 2H2O — 4e = O2 + 4Н⁺

Вывод: 2ZnSO4 + 2H2O(электролиз) → 2Zn + 2H2SO4 + O2

3. Гидроксид: невозможно (нерастворим)

3) Неактивные металлы

Комплексные соед-я

Комплексныесоед-я - соединения высшего порядка,кот. образуются из прост. соединений и при образовании ко. не происходит возникновения нов. электронных пар.

NH3+HCl=[NH4]Cl

В комплексных соединениях всегда есть хотя бы одна комплексная связь.

Теория комплексных соединений была разработана швейцарским химиком Вернером в 1893г и получила название «координационная теория». Согласно это теории центральный ион к.с. называется комплексо-образователем. Обычно комплексо-образователем считают положит. заряженные ионы металлов. Хорошие комплексо-образователи-катионы d и f элементов.

I2+KI=K[I2]-комплексо-образователь (I-это йод)

Вокруг комплексо-образователя вне посредственной близости около него нах-ся противоположнозаряжен. ионы или нейтральные м-лы. Их назыв. лигандами. Комплексо-образователь и лиганды образуют внутренню сферу,к<