Химическая реакция — процесс, в ходе которого одни вещества образуют другие.
Какие химические реакции бывают?
Химические реакции можно классифицировать по различным факторам.
По числу и составу реагентов и продуктов
Реакция разложения — в ходе такой реакции из одного сложного соединения образуются два и более простых простых вещества.
2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 +O2
СaCO3 (t)→ CaO + CO2
H2SiO3 → SiO2 + H2O
Реакция соединения — в процессе такой реакции из двух и более веществ образуется одно более сложное.
4NO2 + O2 + 2H2O → 4HNO3
C + O2 → CO2
H2O + Li2O → 2LiOH
Реакции замещения — атомы простого вещества замещаются на атомы одного из элементов сложного вещества.
Zn + CuSO4 → Cu + ZnSO4
2Al + Fe2O3 → Al2O3 + 2Fe
Cu + 2AgNO3 → 2Ag + Cu(NO3)2
Реакция обмена — вещества меняются своими составными частями.
NaOH + HCl → NaCl + H2O
BaCl2 + ZnSO4 → BaSO4↓+ ZnCl2
CaCO3 + H2SO4 → CaSO4 + CO2↑ + H2O
По тепловому эффекту:
Теплота, которая поглощается или выделяется в ходе реакции, называется тепловым эффектом реакции. А такие реакции называются термохимическими.
Экзотермические реакции — это реакции, в ходе которых происходит выделение тепла.
Fe2O3 + 2Al → 2Al2O3 + 12NO2 + 3O2 + Q
4P + 5O2 → 2P2O5 + Q
H2 + Cl2 → 2HCl + Q
Эндотермические реакции — это реакции, в ходе которых тепло поглощается. Чаще всего как правило это реакции разложения
4Al(NO3)3 → 2Al2O3 + 12NO2 + 3O2 — Q
N2 + O2 → 2NO — Q
СaCO3 (t)→ CaO + CO2 — Q
Выделение или поглощение тепла в реакции обозначается символом +Q или -Q соответственно. Знак + означает, что тепло выделяется во внешнюю среду, в то время как по отношению к системе, из которой это тепло уходит, будет использоваться знак -. Знак — означает, что тепло в ходе реакции поглощается из внешней среды, в то время как по отношению к системе, в которую это тепло приходит, будет использоваться знак +.
По обратимости:
Обратимые реакции — реакции, которые обладают свойством протекать как в прямом, так и в обратном направлении.
N2 + 3H2 ⇄ 2NH3
Ca(OH)2⇄ CaO + H2O
N2 + O2 ⇄ 2NO
Необратимые реакции — это реакции, которые могут протекать только в одном направлении.
Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + CO2 + H2O
Zn + CuSO4 → Cu + ZnSO4
CaCO3 + H2SO4 → CaSO4 + CO2↑ + H2O
Как распознать необратимую реакцию?
Всё просто! В ходе таких реакций выделяется газ, осадок или вода.
По фазе:
Гомогенные реакции — реакции, протекающие в одной фазе, когда исходные вещества и продукты реакции имеют одно агрегатное состояние.
NaOH(р-р) + HCl(р-р) → NaCl(р-р) + H2O
H2(г) + Cl2(г) → 2HCl(г)
N2(г) + O2(г) → 2NO(г)
Гетерогенные реакции — реакции, протекающие на поверхности раздела фаз, т.е. реагенты и продукты имеют разные агрегатные состояния.
CO2(г.) + Ca(OH)2(р-р) → CaCO3(тв.) + H2O
Zn(тв.) + CuSO4(р-р) → Cu(тв.) + ZnSO4(р-р)
CaC2(тв.) + 2H2O → C2H2(г) + Ca(OH)2(р-р)
По использованию катализатора:
Каталитические реакции — протекает в присутствии катализатора:
2H2O2 → 2H20 + O2 (кат. MnO2)
2Al + 3I2 → 2AlI3 (кат. H2O)
2KClO3 → 2KCl + 3O2 (кат. MnO2)
Некаталитические реакции — реакции, протекающие без катализатора:
BaCl2 + K2SO4 → BaSO4↓ + 2KCl
2HgO(t) → 2Hg + O2
CaCO3 + H2SO4 → CaSO4 + CO2↑ + H2O
Реакции, идущие без изменения без изменения состава вещества.
К таким реакциям можно отнести получение аллотропных модификаций одного химического элемента, например :
Sромбическая → Sмоноклинная
3O2 (hν)→ 2O3
Cграфит(t,p)→ Cалмаз
По изменению степени окисления:
Не ОВР — реакции без изменения степени окисления :
KOH + H2SO4 → K2SO4 + H2O
H2O + Li2O → 2LiOH
2Fe(OH)3 (t)→ Fe2O3 + 3H2O
ОВР — в процессе реакции происходит изменение степени окисления атомов в составе реагентов.
2KI + Br2 → 2KBr + I2
2Mg + O2 → 2MgO
2Fe + 6H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
Окислительно-восстановительные реакции
ОВР — в процессе реакции происходит изменение степени окисления атомов в составе реагентов.
В ходе окислительно-восстановительной реакции идут два взаимопротивоположных процесса: окисление и восстановление.
Восстановлением называют процесс присоединения электронов атомами, молекулами или ионами. При этом атомы, которые отдают электроны, называются восстановителями.
Cu+2 +2ē → Cu0
Fe+3 +1ē → Fe+2
Окислением называют процесс отдачи электронов атомами, молекулами или ионами. При этом атомы, принимающие электроны, называются окислителями.
Cl-1 -1ē → Cl0
Cu+1 -1ē → Cu+2
Правило: Число отдаваемых электронов восстановителем равно числу принимаемых электронов окислителем. Это равенство называется электронным балансом
На принципе электронного баланса основано множество методик уравнивания ОВР. Различные методики отличаются только способом нахождения числа электронов, участвующих в полуреакциях. Чаще всего используют 2 методики:
Метод электронных схем
Метод ионно-электронных схем
Метод электронных схем
Основные положения:
Число электронов, участвующих в полуреакции определяется на основании разности степеней окисления элемента.
На основании схемы электронного баланса ставятся коэффициенты перед окислителем, восстановителем и продуктами их превращения. Перед остальными веществами коэффициенты подбираются.
Ограничения:
Не всегда просто выявить продукты реакции
В некоторых случаях трудно пользоваться понятием степени окисления. Если в качестве окислителя и восстановителя используются органические соединения.
Метод можно применять для уравнивания в любых средах: в растворах, в твердофазных реакциях, расплавах, в газовых средах.
Метод ионно-электронной схемы
Основные положения:
Число электронов, участвующих в полуреакции, определяется на основании разности общего заряда ионов: исходных и образующихся.
Вещества полуреакции записываются в таком виде в каком они находятся в водном растворе. Таким образом, сильные электролиты записываются в виде ионов, слабые электролиты — в виде молекул.
Число атомов O и H уравниваются с помощью частиц среды, т.е. в кислой среде — H2O и H+ , а в щелочной — H2O и OH—.
Метод ионно-электронных схем можно использовать исключительно в случае растворов.
Типы ОВР
Межмолекулярные
Окислитель и восстановитель — разные вещества.
2KI + Br2 → 2KBr + I2
Внутримолекулярные
Окислитель и восстановитель входят в состав одного соединения.
(N-3H4)2Cr2+6O7 → N20 + Cr2+3O3 + H20
Диспропорционирования
Окислитель и восстановитель — один и тот же атом. Элемент должен иметь промежуточную степень окисления, и поэтому он может выступать в роли как окислителя, так и восстановителя.
Степень окисления — это условный заряд на атоме в молекуле, который вычислен из предположения, что все связи имеют ионный характер.
Степень окисления равна числу электронов, смещенных от атома или к атому.
Если электроны смещаются от атома,то степень окисления положительная, а если смещение происходит к атому, то степень окисления отрицательная.
Например:
2. Какая бывает степень окисления?
Помимо того что степень окисления может быть положительной, отрицательной и равной 0, она бывает постоянная и переменная.
Элементы с постоянной степенью окисления
Степень окисления
Li, Na, K
+1
Be, Mg, Ca, Ba, Zn
+2
Al, B
+3
F
-1
O
-2
о
Однако, в случае кислорода есть исключения. В большинстве соединений он действительно обладает степенью окисления -2, но также его степень окисления может быть +2 в соединении OF2, -1 в пероксидах, например, Н2О2, -½ в надпероксидах, например, КО2, и -⅓ в озонидах, например, NaO3.
Элементы с переменной степенью окисления
Степень окисления
H
+1, -1 (в соединениях с металлами)
C
от +4 до -4
Si
+4, -4
N
от -3 до +5
P
+5, +3, -3
S
+6, +4, -2
Cl, Br, I
от -1 до +7
Cu
+1, +2
Ag
+1
Mn
+2, +3, +4, +6, +7
Cr
+2, +3, +6
Fe
+2, +3, +6
Ni
+2, +3
3. Как определять степень окисления?
1. Металлы во всех сложных соединениях имеют только положительные степени окисления.
Например:
о
2. Неметаллы могут иметь как положительные, так и отрицательные степени окисления. В соединениях с водородом и металлами степени окисления неметаллов всегда отрицательные.
Например:
о
3. Высшая (максимальная) степень окисления элемента, как правило, равна номеру группы, в которой находится элемент в периодической таблице Д.И. Менделеева.
Но у этого правила есть исключения — это кислород (степени окисления +2, -1 и -2, группа VI) и фтор (степени окисления 0 и -1, группа VII). Среди металлов таких больше: медь, серебро и золото (они находятся в I-й группе, могут иметь более высокие степени окисления), а некоторые металлы VIII-й группы практически никогда не имеют степени окисления +8.
Например:
Хлор находится в VII группе, поэтому его высшая степень окисления равна +7.
Сера — в VI группе, следовательно, ее высшая степень окисления +6.
о
4. Низшая (минимальная) степень окисления металлов равна нулю. Низшая степень окисления неметаллов равна 8 – номер группы, в которой находится элемент.
Например:
Азот находится в V группе, поэтому его низшая степень окисления будет равна 8-5, то есть -3.
о
5. В молекулах простых веществ степень окисления элементов равна нулю.
Например:
В молекуле О2 степень окисления кислорода равна 0, так же в молекуле N2 степень окисления азота равна 0.
о
6. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в нейтральном соединении равна нулю, а в ионе — заряду иона.
Например:
4. Примеры определения степени окисления.
Рассмотрим степени окисления элементов в плавиковой кислоте
Мы знаем, что степень окисления Н равна +1, степень окисления О равна -2, а сумма степеней окисления в нейтральной молекуле равна 0.
Обозначим степень окисления кремния за Х и составим уравнение.
Следовательно степень окисления кремния равна +4.
о
Рассмотрим еще один пример — реактив Толлена, который используется в реакции серебряного зеркала.
Сначала разберемся с гидроксид-ионом. У кислорода степень окисления, как и в большинстве соединений равна -2, а у водорода +1. Следовательно, общая степень окисления гидроксид-иона равна -1.
Тогда общая степень окисления катиона должна быть равна +1.
У серебра степень окисления равна +1 (так как оно находится в I группе таблицы Д.И. Менделеева), а значит в (NH3)2 степень окисления будет равна 0.
У водорода степень окисления, как и во многих соединениях, равна +1, а значит у азота степень окисления равна -3.
Давайте составим уравнение и проверим, правильно ли мы определили степени окисления:
А теперь расставим степени окисления в формуле.
5. А степень окисления всегда совпадает с валентностью?
Во многих случаях значения валентности и степени окисления элемента численно совпадают, например, в хлороводороде HCL валентность водорода и хлора равна 1, степень окисления водорода равна +1 , а хлора -1.
Однако, иногда значения валентности и степени окисления не совпадают. Например, в молекулах простых веществ: в водороде Н2 валентность атомов водорода равна 1, а степень окисления равна 0. У азота N2 валентность атомов равна 3, а степень окисления — 0.
Подробнее о валентности можно почитать здесь: Валентность.
Растворимость – это способность вещества растворяться в данном растворителе (например, в воде) при заданных условиях.
Растворимость зависит от химической природы вещества и условий, при которых это вещество растворяется. Наряду с понятием растворимости существует также понятие “насыщенный раствор”.
Насыщенный раствор – это раствор, в котором для заданной температуре вещество больше не будет растворяться.
В задачах растворимость рассматривается, как свойство насыщенного раствора, а именно какая максимальная масса вещества способна полностью раствориться в 100 г растворителя. Например: растворимость поваренной соли NaCl составляет 36 г на 100 г воды. То есть максимальная масса NaCl, которая может раствориться в 100 г воды равна 36 г.
Зависимость растворимости от температуры
Как известно, в горячих растворах растворимость вещества улучшается, а в холодных ухудшается. Если мы возьмем одну порцию поваренной соли NaCl и растворим ее в воде при температуре 50°С, а другую порцию при 20°С, то в первом случае растворимость вещества будет много больше, чем во втором случае.
Вывод: растворимость вещества прямо пропорционально зависит от температуры, при которой это вещество растворяют в заданном растворителе.
Рассмотрим основные типы задач на растворимость:
Задачи на базовые понятия явления растворимости (задание 26)
Эти задачи включают в себя определение массовой доли вещества, исходя из данных о его растворимости в воде, а также определение количества вещества для приготовления его насыщенного раствора при определенных условиях.
Задачи на сложный расчет на основе явления растворимости: определение массы осадка при уменьшении температуры насыщенного раствора, исходя из базовых представлений о растворимости вещества.
Разберем 1 тип на примере задачи из варианта ЕГЭ
Определите растворимость сульфата меди (II) при 20°С, если в 500г насыщенного раствора соли содержится 102,5 вещества. Ответ округлите до сотых.
Решение: растворимость измеряется в граммах вещества на 100 г воды. Тогда решение задачи сводится к тому, что нужно определить, какая максимальная масса вещества растворяется в 100 г воды.
Для этого нужно составить пропорцию, где х г вещества растворяется в 100 г воды, а 102,5 г вещества в (500-102,5) г воды.
Х г вещества – 100 г воды 102,5 г вещества – (500-102,5) г воды
Х=25,78г – это максимальная масса соли, которая растворяется в 100 г воды.
Ответ: 25,78
2. Насыщенный раствор йодида калия, приготовленный при 20°С (растворимость соли при этих условиях 144,5г на 100 г воды) охладили до 0°С и выпало 16,7г осадка. Вычислите массовую долю соли в растворе. Ответ округлите до десятых.
Решение:
1) Находим массу раствора при начальных условиях:
m(соли)+m(воды)=144,5+100=244,5 г
Из раствора данной массы при охлаждении выпадает 16,7 г осадка, т.е. раствор теряет эту массу:
2)масса раствора после охлаждения:
244,5-16,7=227,8 г
Получается насыщенный раствор йодида калия при 0°С. Так как раствор теряет массу за счет выпадения в осадок соли, то масса воды у нас прежняя:
Теперь перейдем ко 2 типу задач, а именно 34 задачи ЕГЭ на растворимость.
1. Растворимость сульфата железа (II) при 20°С 30,4 г, а при 100°С – 76 г на 100 г воды. Приготовили насыщенный при 100°С раствор, добавив необходимое количество соли к 60 г воды, затем охладили его до 20°С, при этом в осадок выпал железный купорос. Вычислите массу раствора после охлаждения.
Решение:
В большинстве случаев при охлаждении насыщенных растворов солей в осадок выпадают их кристаллогидраты, что усложняет задачу. Чтобы ее решить, составим таблицу:
Первая таблица описывает раствор соли при 100°С:
100°С
соль
вода
раствор
справочные данные
76
100
176
условие задачи
m
60
60+m
Исходя из данных таблицы найдем массу соли с помощью пропорции:
m(соли) – 60 г воды
76 г соли – 100 г воды
m(соли) =45,6 г
Записываем данные в таблицу:
100°С
соль
вода
раствор
справочные данные
76
100
176
условие задачи
45,6
60
60+45,6=105,6
Найдена масса приготовленного раствора
Чтобы описать раствор после охлаждения, составим вторую таблицу для 20°С:
20°С
соль
вода
раствор
справочные данные
30,4
100
130,4
условие задачи
45,6-m(соли)
60-m(воды)
105,6-m(крист)
Так как в осадок после охлаждения раствора выпадает кристаллогидрат, то раствор уменьшается в массе за счет кристаллизации соли и уменьшения массы воды, которая “уходит” в кристаллогидрат. Поэтому в столбце “соль” мы записываем потерю массы чистой соли, а в столбец “раствор” потерю массы за счет выделения кристаллогидрата.
Вода также теряет массу за счет потери молекул воды, выделенных на кристаллизацию кристаллогидрата.
В таблице 3 неизвестных величины, поэтому использовать пропорцию мы не сможем. Но все эти величины связаны между собой следующим образом:
(кристаллизация из раствора) FeSO4+7H2O=FeSO4*7H2O
Пусть n(соли)=n(крист)=x моль, тогда m(соли)=152x г, а m(крист)=278x г. То есть соль и кристаллогидрат связаны за счет равного количества молей.
20°С
соль
вода
раствор
справочные данные
30,4
100
130,4
условие задачи
45,6-152x
60-m(воды)
105,6-278x
Теперь у нас одна неизвестная величина x. Составляем пропорцию на основе данных 2 и 4 столбца таблицы:
Ковалентная связь — связь, образующаяся между атомами, у которых одинаковая или мало отличающаяся электроотрицательность, за счет образования общей электронной пары.
Как известно электроны в атомах находятся на орбиталях, а они, в свою очередь, могут иметь различную форму:
В случае образования связи (образование общей электронной пары), происходит перекрывание орбиталей, которое может происходить различным образом. В виду этого также выделяют:
σ- связи – образуются replica Rolex при перекрывании орбиталей так, что область перекрывания пересекается линией, соединяющей ядра
π- связи – образуются при перекрывании орбиталей в двух областях (над и под линией соединяющей ядра атомов)
В зависимости от количества образованных общих электронных пар (кратности связи) разделяют:
Простые (одинарные) – являются σ- связью
Двойные – образованы из одной σ- и одной π- связи
Тройные – образованы из одной σ- и двух π- связи
Максимальная валентность атома С равна 4!
Валентность — количество химических связей, которые образует атом, или число атомов, которое может присоединить или заместить атом данного элемента.
Существует два типа обозначения ковалентной связи:
Чертой
Точками (электронами)
Механизмы образования ковалентной связи
Выделяют два механизма образования ковалентной связи:
Обменный механизм – связь образуется за счет предоставления одного электрона от каждого атома.
Донорно-акцепторный – связь, образованная между донором и акцептором.
Донор — это атом или ион, который предоставляет неподеленную электронную пару.
Донорно-Акцепторный тип связи встречается в соединениях:
Соли аммония
Соли фосфония
Угарный газ {CO}
Азотная кислота
Комплексные соединения
В зависимости от элементов образующих ковалентную связь выделяют:
Неполярные связи – связь, в которой общая пара электронов равноудалена от атомных ядер и одинаково принадлежит обоим атомам.
Данная связь наблюдается, когда электроотрицательность атомов, образующих связь, одинакова. Это говорит о том, что атомы равноценно стягивают электронную плотность, в результате вероятность нахождения (плотность вероятности) электронов сосредоточена точно между двумя атомами.
Полярные связи – связь (электронный обмен между двумя атомами в молекуле вещества), при котором общая пара электронов смещается к одному атому.
Данная связь наблюдается, когда электроотрицательность атомов, образующих связь, неодинакова. Данное различие в электроотрицательности приводит к смещению электронной плотности к более электроотрицательному. Следует учесть, что разница в электроотрицательности не должна быть сильно большой, чтобы не происходило образование ионов.
Такая связь встречается только в связях между атомами неметаллов разной природы!
Смещение плотности к одному из атомов, приводит к деформации молекулы, которая становится диполем. Край, в котором лежит более электроотрицательный атом, обладает отрицательным зарядом, а сам атом частично отрицателен, что обозначается как δ—. Соответственно для более электроположительного атома δ+, а край — положительный.
Смещение плотности к одному из атомов обозначается →, направленной к тому атому, к которому она смещается.
Химические свойства ковалентной связи
Качественные свойства:
Направленность
Насыщаемость
Поляризуемость
Полярность
Направленность связи – определяет молекулярное строение веществ и геометрическую форму их молекул. Если в молекуле больше двух атомов, то между двумя связями выделяется угол, называемый валентным.
Насыщаемость связи – способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Данное ограничение фиксируется числом вакантных орбиталей.
Поляризуемость связи – смещение электронов в данной связи под действием внешнего электрического поля, в том числе и другой реагирующей частицы. Поляризуемость определяется подвижностью электронов. Электроны тем подвижнее, чем дальше они расположены от ядер.
Полярность связи – неравномерное распределение электронной плотности вследствие различия электроотрицательности атомов. Данное свойство — критерий полярной и неполярной связи.
Все вышеперечисленные свойства определяют реакционную способность молекул, однако из них только поляризуемость и полярность определяют реакционную способность по отношению к полярным реагентам.
Количественные характеристики:
Энергия связи
Длина связи
Дипольный момент
Энергия связи – энергия, выделяющаяся при образовании связи или необходимая для ее разрушения. Энергия связи характеризует прочность данной связи.
Единицы измерения: Ε [кДж/моль]
Длина связи – расстояние между центрами связанных атомов. Чем больше длина связи, тем она менее прочная и наоборот.
Единицы измерения: L [нм]; [Å]
Нанометр нм=10-9м
Ангстрем Å=10-10м
Дипольный момент – векторная величина, характеризующая полярность связи.
Единицы измерения: (Дебай) D=3,4 Кл*м
Физические свойства ковалентной связи
Низкие температуры плавления и кипения
Летучие
Электрический ток плохо проходит через эти соединения, поэтому они плохие проводники тока, следовательно, хорошие изоляторы
Соединения типа углеводороды; сульфиды, галогениды, оксиды неметаллов под действием тепла могут загораться
Ионные связи
Ионная связь — связь, возникающая в результате электростатического притяжения катионов и анионов.
Катион — положительно заряженный ион (молекула или атом). Характеризуется величиной положительного электрического заряда.
Анион — отрицательно заряженный ион (молекула или атом). Отрицательный заряд обусловлен избытком электронов по сравнению с количеством протонов.
Образование данных ионов обусловлено значительной разницей в электроотрицательностях. Как было озвучено в ковалентной связи, важно знать граничный переход между ковалентной и ионной связью.
Так, ионная вязь будет образовываться, если разница в электроотрицательностях >2!
Большая разница э.о. говорит о сильном смещении электронной плотности к одному атому, вследствие чего возникает электростатическое взаимодействие между атомами (молекулами), образующих данную связь. Однако важно учитывать, что полного перехода электрона к атому не происходит!
Разница в электроотрицательностях данного примера: F(4,0)- Na(0,93)=3,07
Данное значение больше 2, поэтому мы можем смело сказать, что связь ионная.
Ионная связь в большинстве случаев проявляется в связях между атомами разной природы, в которых выделяют металлы и неметаллы. Однако возможно проявление связи между атомом и группой атомов, в роли которых могут выступать кислотные остатки, а атомом в данного случае будет какой-то металл.
Химические свойства ионной связи
Качественные свойства:
Ненаправленность
Ненасыщаемость
Ненаправленность – заключается в представлении иона как заряженного шара, который может притягивать ион противоположного знака по любому направлению.
Ненасыщаемость – проявляется в том, что взаимодействие с ионом противоположного заряда не приводит к полной компенсации силовых полей, в результате чего способность притягивать ионы по другим направлениям сохраняется.
Количественные свойства:
Энергия связи
Длина связи
Дипольный момент
Физические свойства:
Нелетучие
Тугоплавкие
Твердые
Диссоциация в воде (растворимость)
Проводят электрический ток (в растворе и расплаве)
Металлическая связь
Металлическая связь — это связь между положительными ионами металлов и общими электронами, которые свободно движутся по всему объёму.
Металлическая связь наблюдается в металлах, где он существует в виде кристалла, с металлической кристаллической решёткой, в узлах которой находятся ядра металлов. Электроны же свободно летают между этих узлов.
Металлическая связь рассматривается с точки зрения теории электронного газа:
Частичная ионизация атомов с образованием катионов происходит из-за того, что электроны атомов металлов слабо связаны с ядром. Поэтому, в узлах кристаллической решетки металла могут находиться как нейтральные атомы, так и катионы металла.
Ионизация приводит к тому, что в объеме металла формируется так называемый электронный газ, представляющий собой совокупность слабосвязанных с ионами электронов, перемещающихся в пространстве между узлами кристаллической решетки.
Электронный газ подчиняется кинетической теории газов. Атомы, ионы и электроны представляют собой твердые сферы, которые движутся по прямым линиям до столкновения друг с другом.
Вдоль любой оси кристалл металла представляет собой чередующиеся области положительного (катионы в узлах решетки) и отрицательного заряда (облака электронного газа). Поэтому металлическая связь не направлена. Взаимодействие между электронами и ионами обеспечивает стабильность системы в целом.
В металлической связи в основном рассматриваются физические свойства, так как химические свойства, это свойства самого металла.
Физические свойства металлической связи
Электропроводность
Теплопроводность
Металлический блеск и непрозрачность металлов
Пластичность
Повышенные температуры плавления
Электропроводность — наличие в системе электронного газа позволяет существование направленного движения электронов под действием внешнего электрического поля. Поэтому все металлы обладают высокой электропроводностью.
Теплопроводность — перенос тепловой энергии происходит как за счет перемещающихся по системе электронов, так и за счет колеблющихся ионов, способных передавать кинетическую энергию соседним ионам, что говорит о высокой теплопроводности. Данное свойство позволяет применять соединения с данной связью, например, в качестве материала радиаторов.
Металлический блеск и непрозрачность металлов — объясняется тем, что пространство между узлами кристаллической решетки занято движущимся электронным газом, поэтому попадающие кванты света упруго взаимодействуют с потоком электронов и отражаются от поверхности металла.
Пластичность – объясняется тем, что механическое воздействие на металл, слои атомов и ионы смещаются относительно друг друга, что вызывает перераспределение атомов (ионов) и электронного газа в пространстве. Однако при этом не происходит разрушения кристалла. Пластичность является отличительным свойством многих металлов, благодаря этому некоторые из них могут быть прокатаны в тонкие листы и вытянуты в проволоку.
Водородные связи
Водородная связь – связь между положительно заряженным атомом водорода с сильно отрицательными элементами.
Чаще всего рассматривается N, O, Cl, F.
Ковалентные связи H–O, H–F, H–N, H–Cl являются сильно полярными, так как на атоме водорода образуется избыточный положительный заряд, а на противоположных атомах – избыточный отрицательный заряд. Между разноименно заряженными краями возникают силы электростатического притяжения – водородные связи.
Водородные связи бывают:
межмолекулярными
внутримолекулярными
Энергия водородной связи примерно в десять раз меньше энергии обычной ковалентной связи, но тем не менее водородные связи играют большую роль во многих физико-химических и биологических процессах.
Характеристики водородной связи:
Направленность
Насыщаемость
Влияние водородной связи на физические свойства соединения:
Увеличение температуры кипения и плавления
Присутствие водородной связи добавляет дополнительную энергию связывания молекул, хоть и небольшую, однако ее достаточно, чтобы привести к аномальному изменению температуры кипения и плавления, а именно к их увеличению.
Водородная связь оказывает большое влияние на свойства многих веществ, особенно в биологических системах. Например, водородная связь определяет довольно некомпактную упаковку молекул воды во льду, поэтому плотность льда меньше плотности жидкой воды.
С каждым днем ученые совершают все больше новых открытий в области органической химии. Известно, что число изученных органических replica watches соединений во много раз превышает неорганические, и поэтому для упрощения задачи при работе с таким объемом информации были созданы различные классификации, которые будут рассмотрены далее.
Классификации помогают replica watches UK нам упорядочить многочисленные соединения по их свойствам и строению, что облегчает изучение и дальнейшие исследования в этой сфере.
Существует несколько критериев классификации органических соединений.
Классификация по качественному составу, в которой в зависимости от содержащихся атомов в молекуле, можно выделить следующие группы органических веществ:
Углеводороды – состоят из атомов углерода и водорода
Общая формула:CxHy
Основная часть углеводородов в природе Земли встречается в сырой нефти. Также главными источниками углеводородов являются природный, сланцевый и попутный нефтяной газ, уголь, торф, горючие сланцы.
Углеводороды применяют в качестве исходного сырья в производстве самых разнообразных и важных для человека веществ и материалов (пластмассы, каучуки, волокна, пленки, моющие средства, лекарства, красители, строительные и горюче-смазочные материалы и т.д.). К основным типам углеводородов относят: алканы, циклоалканы, алкены, циклоалкены, алкадиены, алкины и арены.
Примеры соединений: C2H6 (этан), C6H6 (бензол)
Кислородосодержащие – состоят из атомов углерода, водорода и кислорода
Общая формула: CxHyOz
Органические replica Rolex соединения, содержащие кислород, широко распространены в природе, где играют важную роль в процессах жизнедеятельности животных и растительных организмов (углеводы, органические кислоты, жиры, вoски и др.).
Такие органические соединения применяют в различных сферах человеческой деятельности (смолы, поликарбонаты, пленки, клеи, красители и лекаpства, средства защиты растений и т.д.). К основным типам кислородосодержащих соединений относят: спирты, фенoлы, альдегиды, кетоны, карбоновые кислоты, сложные и простые эфиры.
Азотсодержащие — состоят из атомов углеpода, водоpода и азота (иногда и кислорода)
Общая формула: CxHyNz или CxHyOzNa
Азотсодержащие соединения входят в состав различных природных веществ, играющих важную роль (аминокислоты, белки, нуклеиновые кислоты (ДНК и РНК), некоторые полисахариды, гормоны и др.). Их способность к различным преврaщениям и образованию биологических молекулярных структур определяет переход от неживого вещества к живому.
Азотсодержащие соединения используются в технике, сельском хозяйстве, в быту, входят в состав лекарств, органических удобрений, красителей. К основным типам азотсодержащих соединений относят: нитросоединения, амины, амиды, нитрилы, гетероциклические соединения, аминокислоты.Примеры соединений: CH3NH2 (метиламин),C6H5NO2 (нитробензол)
родный скелет — это последовательность химически связанных атомов углерода в молекуле. Он является основой органического соединения.
2. По характеру углеродного скелета органического соединения вещества можно разделить на:
ациклические (открытые, жирные или алифатические) — незамкнутые цепи
циклические — в них углеродная цепь замкнута в цикл
Углеродный скелет может быть также неразветвленным или разветвленным.
3. Классификация по кратности связи
Насыщенные (предельные) углеводороды — углеводороды, не содержащие кратных связей в структуре молекул. В них атомы углерода связаны между собой только простыми связями (алканы, циклоалканы). Для представителей данного класса углеводородов не характерны реакции присоединения, поскольку все связи в молекуле одинарные (насыщенные). Данные соединения вступают во взаимодействия, связанные с замещением атома водорода.
Ненасыщенные (непредельные) углеводороды содержат помимо простых кратные связи — двойные или тройные. (Алкeны, aлкины, диeны, циклоалкены). По химическим свойствам непредельные углеводороды значительно отличаются от предельных. Они достаточно реакционноспособны и вступают в разнообразные реакции присоединения. Такие реакции происходят путём присоединения атомов или групп атомов к атомам углерода, связанным двойной или тройной связью. При этом кратные связи довольно легко разрываются и превращаются в простые.
Непредельные углеводороды способны соединяться друг с другом или с молекулами других непредельных углеводородов. Это свойство является важным для данного класса и в результате таких процессов образуются полимеры.
4. Циклический ряд включает в себя:
Карбоциклические соединения
Атомы углерода помимо связи друг с другом, также связаны и с другими атомами (водородом, кислородом и т.д) Однако сам цикл состоит только из атомов углеpода.
Гетероциклические соединения — это cоединения, в циклаx которых, кроме атомов углеpода, присутствуют атомы других элементов (кислорода, азота, серы и др.).
Карбоциклические соединения подразделяются на:
Ароматический ряд включает в себя специфическую группировку атомов – бензольное кольцо. Эта группировка атомов предопределяет определённые физические и xимические свойства аpоматических соединений. Главные отличия — повышенная устойчивость ароматической системы и, несмотря на ненасыщенность, склонность к pеакциям замещения, а не присоединения.
Алициклический ряд объединяет остальные карбоциклические соединения.
Алициклические соединения названы так из-за своих химических свойств, наиболее близких к алифатическим соединениям, несмотря на кольцеобразную структуру.
5. Классификация по наличию функциональных групп
Для начала разберемся что такое функциональная группа.
Функциональной группой называются атомы или группы атомов, входящие в состав органического соединения, которые определяют химические и физические свойства определенного класса соединений.
Рассмотрим основные из них:
Функциональная группа
Название
Обозначение
Название группы
класса
-Hal (CL, Br, I, F)
Галоген
Галогенопроизводные
-OH
Гидроксильная
Спирты и фенолы
-CHO-
Карбонильная
Альдегиды
-CO-
Карбонильная
Кетоны
-COOH
Карбоксильная
Карбоновые кислоты
-O-
Оксогруппа
Простые эфиры
-COO-
Сложно-эфирная
Сложные эфиры (жиры)
-NH2
Аминогруппа
Амины
-NO2
Нитрогруппа
Нитросоединения
-COOH, -NH2
Карбоксильная группа и аминогруппа
Аминокислоты
-СО-NН-
Пептидная связь
Белки
-CHO, -OH
Карбонильная, гидроксильная
Альдозы
-CO, -OH
Карбонильная, гидроксильная
Кетозы
Также следует подчеркнуть, что в состав органических соединений могут входить несколько функциональных групп и в связи с этим определяют моно-, поли- и гетерофункциональные соединения.
Все классы органических соединений взаимосвязаны. Переход от одних классов соединений к другим совершается в преимущественно за счет превращения функциональных групп без изменения углеродного скелета.
Химическое равновесие-состояние химической системы, когда скорость прямой реакции replica watches равна скорости обратной реакции. Для системы, находящейся в состоянии равновесия, концентрация реагентов, температура и другие параметры системы постоянны.
При решении задач на реакторы удобно воспользоваться таблицей, в которую мы replica watches UK записываем реагенты, изменение концентрации веществ в ходе реакции и равновесные, исходные концентрации. То, что нужно найти, можно обозначить как “X” и “Y”. Исходная концентрация вещества, полученного в ходе реакции, равна нулю. В ходе реакции концентрации реагентов уменьшаются, а концентрации продуктов увеличиваются. Если в условии задачи сказано, что объем постоянен, то для реагента концентрация и его количество вещества равны.
Рассмотрим пример задачи на реакторы:
В реактор постоянного объёма ввели бутан и сильно нагрели. В реакторе установилось равновесие:
При этом исходная концентрация бутана составила 8 моль/л, а равновесная концентрация этилена — 6 моль/л.
В первой строке запишем реагенты, во второй — исходные концентрации веществ, в третьей — изменение концентраций веществ, в четвёртой — равновесные концентрации.
Реагенты
Исходные конц.
Изменение конц.
Равновесные конц.
В первую строку записываем реагенты с учетом коэффициентов, стоящих перед ними. Так, мы получаем 1 C4H10, 2 C2H4 и 1 H2.
Реагенты
1C4H10
2C2H4
1H2
Исходные конц.
Изменение конц.
Равновесные конц.
Затем заполняем известные нам данные — исходную концентрацию бутана и равновесную концентрацию этилена, равные 8 моль/л и 6 моль/л соответственно. Обозначим за “X” равновесную концентрацию бутана, за “Y” равновесную концентрацию водорода и зафиксируем их в таблице.
Реагенты
1C4H10
2C2H4
1H2
Исходные конц.
8 моль/л
Изменение конц.
Равновесные конц.
X
6 моль/л
Y
Далее переходим к заполнению третьей строки. Начинаем заполнение с того вещества, для которого даны и равновесная, и исходная концентрации; в нашем случае это этилен. Исходная концентрация этилена равна нулю, так как изначально он не присутствовал в реакционной системе,а его равновесная концентрация равна 6 моль/л, следовательно, концентрация этилена увеличилась на 6 моль/л. Записываем в третью строку под этиленом “+6” (“+” указывает на увеличение концентрации).
Реагенты
1C4H10
2C2H4
1H2
Исходные конц.
8 моль/л
0 моль/л
0 моль/л
Изменение конц.
+6
Равновесные конц.
X
6 моль/л
Y
Исходя из реакции мы видим, что на образование 2 моль этилена и 1 моль водорода расходуется 1 моль бутана. Отсюда следует, что на образование 6 моль этилена затратилось 3 моль бутана, а количество образовавшегося в результате реакции водорода в 2 раза меньше, чем количество образовавшегося этилена (3 моль), так как перед этиленом стоит коэффициент 2, а перед водородом 1. Запишем в третью строку под водородом +3, а под бутаном -3(из-за того, что бутан расходуется в ходе реакции, а водород образуется).
Реагенты
1C4H10
2C2H4
1H2
Исходные конц.
8 моль/л
0 моль/л
0 моль/л
Изменение конц.
-3
+6
+3
Равновесные конц.
X
6 моль/л
Y
Как мы видим, исходная концентрация водорода равна нулю, а в ходе реакции она увеличилась на 3 моль/л, следовательно, равновесная концентрация водорода равна: 0+3=3 моль/л (равновесная концентрация равна сумме или разности между исходной концентрацией и изменением концентрации в ходе реакции). Так как в ходе реакции концентрация бутана уменьшилась на 3 моль/л, а его исходная концентрация равна 8 моль/л, то 8-3=5 моль/л — равновесная концентрация бутана.
Рассмотрим следующую задачу:
В реактор постоянного объёма ввели азотный ангидрид и повысили температуру. В реакторе установилось равновесие:
При этом равновесные концентрации оксида азота(V) и оксида азота(IV) составили 0,02 моль/л и 0,16 моль/л соответственно.
Определите исходную концентрацию и равновесную концентрацию
Заполняем таблицу по тому же принципу, что и в прошлой задаче.
Реагенты
2N2O5
4NO2
O2
Исходные конц.
X
0 моль/л
0 моль/л
Изменение конц.
Равновесные конц.
0,02 моль/л
0,16 моль/л
Y
Отличие этой задачи от прошлой заключается в том, что сейчас нам нужно найти исходную и равновесную концентрации веществ, а ход решения один и тот же. На образование 4 моль NO2 и 1 моля O2 было затрачено 2 моля N2O5, следовательно, на образование 0,16 моль NO2 было израсходовано 0,08 моль N2O5, а количество вещества кислорода в 4 раза меньше, чем оксида азота (IV), и равно 0,04 моль.
Реагенты
2N2O5
4NO2
O2
Исходные конц.
X
0 моль/л
0 моль/л
Изменение конц.
-0,08 моль/л
+0,04 моль/л
Равновесные конц.
0,02 моль/л
0,16 моль/л
Y
Равновесная концентрация кислорода равна 0+0,04=0,04 моль/л. Исходная концентрация N2O5 больше его равновесной на то количество, которое было израсходовано в ходе реакции, т.е. исходная концентрация оксида азота (V) равна: 0,02+0,08=0,1 моль/л.
Еще один пример задачи на реакторы:
В реакторе постоянного объема смешали этилен и пары воды в мольном соотношении 1:2. Смесь нагрели и добавили катализатор. Через некоторое время установилось равновесие:
При этом исходная концентрация этилена составила 0,3 моль/л, а равновесная концентрация воды — 0,35 моль/л. Найдите исходную концентрацию и равновесную концентрацию
Составим таблицу, аналогичную таблицам из прошлых задач.
Реагенты
1C2H4
1H2O
1C2H5OH
Исходные конц.
0,3 моль/л
X
0 моль/л
Изменение конц.
Равновесные конц.
0,35 моль/л
Y
Так как объем системы постоянен, то количества веществ в системе пропорциональны их концентрациям. Согласно уравнению обратимой реакции на образование 1 моль этанола тратится 1 моль этилена и 1 моль воды. В условии сказано, что смесь этилена и воды была в мольном соотношении 1:2, значит, исходная концентрация воды в два раза больше концентрации этилена и равна 0,6 моль/л.
Реагенты
1C2H4
1H2O
1C2H5OH
Исходные конц.
0,3 моль/л
X=0,6 моль/л
0 моль/л
Изменение конц.
-0,25 моль/л
+0,25 моль/л
Равновесные конц.
0,35 моль/л
Y
В реакцию вступило 0,6-0,35=0,25 моль/л воды. Равновесная концентрация этанола равна концентрации вступившей воды в реакцию, т. е. 0,25 моль/л.
Химическое равновесие. Факторы, влияющие на смещение химического равновесия.
Химические реакции могут быть обратимыми и необратимыми.
Необратимыми называются те replica watches реакции, которые идут только в одном (прямом) направлении.
Обратимыми же называют те реакции, которые идут как в прямом, так и в обратном направлении.
Рассмотрим пример.
Пусть протекает реакция:
А + В = С + D
В том случае, если данная реакция необратима, обратный процесс, т.е. взаимодействие С и D с образованием A и B не протекает, а имеет место лишь replica watches UK взаимодействие A и В. Если же, наоборот, данная реакция обратима, то, значит, что имеет место как прямой, так и обратный процесс, т.е. реакция идёт как в прямом, так и в обратном направлении.
Когда только запускается обратимая реакция, то скорости прямого и обратного процесса неодинаковы. Со временем же протекания реакции взаимодействия, в какой-то момент, скорости прямой и обратной реакций выравниваются между собой. И наступает состояние химического равновесия.
Итак, если система находится в состоянии химического равновесия, то скорости прямой и обратной реакций равны между собой. Это в свою очередь и обеспечивает постоянство концентраций реагентов и продуктов реакции. Посмотрим на примерах, что будет происходить с системой, если на неё оказать влияние извне. Оказание воздействие на систему может происходить за счёт следующих факторов:
Изменение концентрации исходных веществ и продуктов реакции
Изменение температуры
Изменение давления (только для реакций с участием газов)
Для того, чтобы определять, каким образом сдвигается химическое равновесие при том или ином воздействии, пользуются принципом Ле Шателье.
«Если на уравновешенную систему действовать извне, то система переходит в такое состояние, в котором эффект внешнего воздействия ослабевает»
С соответствие в данным принципом мы можем определить направление смещения химического равновесия. Переход системы из одного равновесного состояния в другое равновесное состояние называют сдвигом химического равновесия.
Когда система находится в состоянии химического равновесия, то скорости прямой и обратной реакций равны. При изменении же указанных выше факторов, какая-то из скоростей (или прямой или обратной реакции) будет иметь большее значение по сравнению с другой. В этом и кроется причина смещения(сдвига) химического равновесия.
Влияние изменения концентрации исходных веществ и продуктов реакции на направление смещения равновесия.
В соответствие с принципом Ле Шателье, можно сказать, что:
При увеличении концентрации реагирующих веществ химическое равновесие системы смещается в сторону образования продуктов реакции, а при увеличении концентрации продуктов реакции химическое равновесие системы смещается в сторону образования исходных веществ.
Важно отметить, то твердые вещества не оказывают влияния на состояние химического равновесия. То есть изменение их количества в системе не приводит ни к какому эффекту!
Рассмотрим реакции:
Заполним таблицы, которые относятся к данным реакциям, в соответствие с вышеописанным правилом. Стрелками будем показывать направление смещения химического равновесия.
2NO(г) + O2(г) → 2NO2(г)
N2O4(г) ⇄ 2NO2 (г)
Fe(тв) + 4Н2О(г) ⇄ Fe3О4(тв) + 4Н2(г)
Влияние изменения температуры на направление смещения химического равновесия.
Выделяют экзотермические и эндотермические химические реакции. Экзотермические реакции протекают с выделением тепла в окружающую среду, а эндотермические протекают с поглощением тепла из окружающей среды. То есть эти реакции отличаются по тепловому эффекту.
В соответствие с принципом Ле Шателье можно сказать, что:
При повышении температуры химическое равновесие системы смещается в сторону эндотермической реакции, а при понижении температуры – в сторону экзотермического процесса
Рассмотрим реакции и аналогично заполним таблицы:
H2 (г) + Cl2 (г) ⇄ 2HCl (г)+ Q
C4H10(г) ⇄ C4H8(г) +H2(г)-Q
Влияние изменения давления на направление смещения химического равновесия.
Данный фактор оказывает влияние на смещение химического равновесия только в случае, когда в реакции присутствует газообразное вещество.
При увеличении давления химическое равновесие системы смещается в сторону той реакции, при которой объем образующихся газообразных веществ меньше, а при уменьшении давления– в сторону той реакции, при которой объем образующихся газообразных веществ больше.
Рассмотрим примеры:
CO2(г)+H2(г) ⇄CO(г)+H2O(г)
SO2 (г) + H2O (ж) ⇄ H2SO3 (ж)
C2H6(г)⇄C2H2(г)+ 2H2(г)
Можно также сказать, что на смещение равновесия влияет изменение объема реакционного сосуда. Это утверждение аналогично справедливо только для газов. Чем меньше давление газа, тем больший объем он занимает и наоборот. Поэтому рассмотрение процесса смещения химического равновесия относительно объёмов можно легко перевести на давление. Эти понятия связаны, так как с увеличением давления происходит уменьшение объёма, а с уменьшением давления – увеличение объема.
Скорости химических реакций ускоряются с помощью катализаторов. Но поскольку катализатор в равной степени ускоряет как прямую, так и обратную реакции, то его наличие не оказывает влияние на состояние химического равновесия!
Состояние химического равновесия – это состояние, при котором имеют место химические реакции и, значит, система имеет определенную динамику. Смещение же химического равновесия всегда приводит к тому, что в ходе него устанавливается новое состояние равновесия, с новыми концентрациями исходных веществ и продуктов реакции.
Наиболее важным понятием в replica watches химии является понятие атома. Из атомов образуются молекулы, а их структура определяет химические и физические свойства различных соединений.
Атом — это наименьшая частица химического элемента, которая в процессе химических реакций не изменяется.
Но атом составляют частицы еще меньшего размера: протоны, электроны и нейтроны. Данные частицы имеют различный заряд, так протоны заряжены положительно, электроны — отрицательно, а нейтроны не заряжены вовсе.
В процессе replica watches UK становлении теории о строении атома выдвигались различные модели, которые демонстрировали расположение частиц в атоме. Одной из наиболее наглядных и простых для понимания моделей оказалась планетарная модель атома Резерфорда.
Планетарная модель атома Резерфорда
Опираясь на данную модель, атом состоит из положительно заряженного ядра, в которое, в свою очередь, помещены протоны и нейтроны. Ядро окружено орбиталями, по которым двигаются электроны. Вся основная масса атома сосредоточена в его ядре, а вращающиеся электроны практически не вносят изменение в суммарную массу атома.
Атом является электронейтральной частицей, то есть суммарный заряд на атоме равен нулю.
Порядковый номер элемента в Периодической системе определяет число протонов и электронов в атоме. А число нейтронов можем вычислить как разность между массовым числом A и числом протонов Z.
Химический элемент.
Еще одним важным понятием в химии является понятие о химическом элементе.
Химический элемент — это вид атомов с одинаковым числом протонов в ядрах.
Строение электронных оболочек атомов элементов первых четырёх периодов.
Где располагаются протоны и нейтроны в атоме определили. Электрон же в атоме может находиться с разной вероятностью в различных точках пространства вокруг ядра. За расположение электрона отвечает атомная орбиталь.
Атомная орбиталь — это область пространства, в которой наиболее вероятно нахождение электрона.
Для изображения атомной орбитали используют квантовую ячейку, которую рисуют в виде квадрата ▢. Электроны и орбитали с близкими значениями энергии (или по-другому с одинаковым значением n — номером периода, в котором находится элемент) образуют энергетический уровень. Подуровни и соответственно электроны на них делятся на s, p, d, f. Число электронов на уровне можно определить по формуле: 2n2, число орбиталей на уровне — n2.
Электронная конфигурация атома.
Для записи схемы заполнения уровней и подуровней электронами используют электронную конфигурацию.
Электронная конфигурация — распределение электронов по орбиталям.
Для верной её записи используют ряд правил:
● Принцип наименьшей энергии: Согласно этому правилу электроны заполняют орбитали в порядке увеличения их энергии Т.е. электроны заполняют орбитали, начиная с подуровня с наименьшей энергией.
Энергия орбиталей
● Принцип Паули: на каждой орбитали может находиться не более двух электронов с противоположными спинами.
● Правило Хунда: наиболее устойчивое состояние атома то, при котором в пределах одного подуровня атом обладает максимально возможным числом неспаренных электронов. Такое наиболее устойчивое состояние атома называется основным состоянием.
«Проскок» электрона.
Кроме этого, у некоторых элементов наблюдается эффект “проскока” электрона. Появление такого эффекта можно объяснить возрастанием устойчивости у полностью или наполовину заполненных подуровней (s1 или s2, d5 или d10 и т.д.). Если электронная конфигурация атома близка к устойчивой, то электрон, стремясь занять более выгодное по энергии положение, проскакивает на формируемый уровень с внешнего уровня. Такой эффект нужно учитывать при записи электронных конфигураций атома хрома, меди, золота, серебра, платины и некоторых других элементов.
Электронная конфигурация хрома с учётом «проскока» электрона
Основное и возбужденное состояние атома.
Согласно принципу наименьшей энергии атом находиться в основном состоянии, то есть в состоянии с наименьшей энергией. Если сообщить атому энергию извне, то под её действием электроны в атоме начинают распариваться и переходить в новые ячейки. Такое состояние атома называется возбужденным. Оно нестабильно из-за большей энергии по сравнению с энергией в основном состоянии. В возбужденном состоянии атом не может находиться долго, так как все стремится к минимуму энергии. В конечном итоге атом отдает избыток энергии и снова переходит в основное состояние.
Термодинамика как наука появилась в середине 19 столетия. Тогда целью термодинамики было установление взаимосвязи между работой и теплотой, а также разработка теории паровой машины. В дальнейшем цели термодинамики значительно расширяются и все ее основные законы и положения стали широко применяются в различных областях науки особенно в химии.
Термодинамика – раздел replica watches физики, изучающий способы передачи энергии, путём взаимного превращения теплоты и работы.
В классической термодинамике изучаются свойства макроскопических систем в целом, а отдельные частицы не рассматриваются.
Макроскопическая система – это система, состоящая из большого количества частиц répliques de montres (молекул, атомов, ионов), поведение которых можно описать законами статистики и теории вероятности.
Термодинамика базируется на трех законах, из которых путем логических умозаключений можно получить остальные положения данной науки. Как было сказано ранее термодинамика базируется на Rolex replica двух постулатах и трёх законах (началах), которые не выводятся теоретически, а представляют собой следствия, обобщающие опыт человека.
В данном конспекте мы рассмотрим лишь первый закон термодинамики, его применение, а также некоторую часть других положений.
Для понимания последующего материала рассмотрим ряд наиболее основных понятий и терминов.
Системы
Под термодинамическойсистемой тело или группа тел, мысленно выделяемые из окружающей среды.
Термодинамические системы подразделяются на:
гомогенные системы, в которых все физические и химические свойства во всех частях системы одинаковы. Например, чистая вода или раствор поваренной соли в воде, воздух.
гетерогенные системы, состоящие из разнородных тел, отделенных друг от друга видимыми поверхностями раздела. Примерами гетерогенных систем служат: насыщенный раствор с осадком, смесь воды и бензина, вода с песком.
Фаза – гомогенная часть гетерогенной системы.
Виды систем
Изолированная система – система, которая не обменивается с окружающей средой ни веществом, ни энергией. Такая система характеризуется постоянством внутренней энергией и объема (U=const, V=const).
Закрытая система – не обменивается веществом с окружающей средой, но энергообмен возможен (V=const).
Открытая система, способная обмениваться веществом и энергией с внешней средой.
Процессы
Самопроизвольные – происходят без затраты энергии;
Несамопроизвольные – происходят только при затрате энергии;
Равновесными (квазистатическими) называютсяпроцессы, в которых система под действием бесконечно малых воздействий переходит из одного равновесного состояния в другое настолько медленно, что все промежуточные состояния можно рассматривать как равновесные. Равновесные процессы протекают бесконечно медленно, поэтому их ещё называют квазистатическими процессами.
Обратимые – когда переход системы из одного состояния в другое происходит через последовательность одних и тех же состояний, и после возвращения в исходное состояние в окружающей среде не остается никаких изменений;
Необратимые – процессы, в результате которых невозможно возвратить систему и всё её окружение в исходное состояние.
Параметры
Термодинамические параметры – величины, характеризующие термодинамическое состояние системы и выражающие свойства больших групп молекул.
Исходные положения термодинамики
Первый из постулатов, лежащих в основе термодинамики говорит:
Любая изолированная система с течением времени переходит в равновесное состояние и не может самопроизвольно из нее выйти.
Второй постулат термодинамики (закон термического равновесия):
Всякая равновесная система характеризуется температурой — физической величиной, описывающей внутреннее состояние этой системы. Если каждая из двух термодинамических систем находятся в тепловом равновесии с третьей, то они находятся в тепловом равновесии с друг с другом.
Внутренняя энергия. Работа и теплота
С точки зрения молекулярно-кинетической теории внутренняя энергия – это суммарная энергия макроскопического тела. А именно сумма кинетических энергий беспорядочного движения всех частиц тела и потенциальных энергий взаимодействия всех частиц друг с другом.
U = Uпост + Uвращ + Uколеб + Uядер + Uе̄̄
Внутренняя энергия зависит от природы вещества, температуры и количества вещества.
Вычислить абсолютное значение внутренней энергии невозможно, поскольку невозможно учесть движение всех частиц и их взаимное положение из-за огромного числа молекул в макроскопических телах. Но можно рассчитать её изменение их первого закона термодинамики, определяя тепловой эффект и совершенную работу.
Внутренняя энергия является функцией состояния. То есть ее изменение не зависит от пути перехода из состояния 1 в состояние 2.
∆UI = ∆UII = ∆UIII
Теплота – это форма передачи энергии путем излучения или теплопроводности, т.е. путем хаотических столкновений молекул двух соприкасающихся тел.
Работа – передача энергии путем перемещения массы или заряда под действием каких-либо внешних сил, либо против внешних сил. Например, расширение или сжатие газа, поднятие тела в поле тяжести Земли, электрическая работа и др.
Работу, совершаемую системой или внешними силами над системой, будем обозначать W.
Легко показать, что совершаемая системой работа W при расширении или сжатии газа равна:
W = p∆V
где p – давление газа; ∆V = V2 – V 1 – изменение объема газа.
Первый закон термодинамики
Первый закон термодинамики непосредственно связан, а точнее является частным случаем закона сохранения энергии, распространенный на тепловые явления. Он позволяет рассчитать тепловые равновесия различных процессов, в том числе и химических реакций, что для нас химиков особенно интересно.
В 1844 – 1854 гг. Д. Джоуль провел опыт, в результате которого установил эквивалентность теплоты и механической работы в циклических процессах.
Результат опыта Джоуля можно записать так:
∮ δQ = ∮ δW (1)
Qцикл = Wцикл (2)
Если рассмотреть нециклический процесс (например, половину опыта Джоуля):
δQ ≠ δW (4)
Обозначив разность элементарной теплоты и работы как dU, получим запись первого закона термодинамики в виде бесконечно малых изменений величин:
dU = δQ — δW(5)
Проинтегрировав выражение (5), для нециклического процесса получим:
∆U = Q -W (7)
Выражение (7) — это запись первого закона термодинамики в интегральной форме.
Формулировки Первого закона
Существует множество формулировок первого закона. Вот несколько из них:
Невозможно создать машину, которая совершала бы работу без затрата эквивалентного количества другого вида энергии. Или что тоже самое вечный двигатель первого рода невозможен.
Энергия не создается и не разрушается, при всех процессах суммарная энергия изолированной системы остаётся постоянной.
Количество теплоты сообщенное системе идет на изменение внутренней энергии системы и на совершение работы газом против внешних сил.
Применение первого закона термодинамики к различным процессам
С помощью первого закона термодинамики можно делать важные заключения о характере протекающих процессов.
Процессы, в которых участвует система, могут протекать при различных условиях. Рассмотрим такие процессы, в которых система представляет собой идеальный газ.
1. Расширение идеального газа в пустоте (вакуум)
Вначале газ находится в сосуде с перегородкой, в одной части которого находится вакуум, а в другой идеальный газ. Когда мы убираем перегородку, газ будет расширяться и в конечном итоге займёт всё пространство сосуда.
В этом процессе изменяется как объем, так и давление. При этом объем увеличивается, а давление уменьшается.
Опыт показывает, что Q=0, работа не совершается, а температура системы не меняется.
Работа равна нулю, так как газ расширяется в вакуум, а, следовательно, внешних сил нет.
Так для идеального газа справедливо:
Таким образом, внутренняя энергия идеального газа зависит только от температуры и не зависит от объема и давления. Это связано с отсутствием межмолекулярного взаимодействия.
2. Изохорное нагревание
При изохорном процессе объем системы остается постоянным.
В данном процессе газ находится под недвижимым поршнем. И если газу подводить теплоту Q газ начнет нагреваться, а давление в сосуде увеличивается.
V=const
dU = δQ — δW
dU = δQ — pdV
Поскольку объём не изменяется, работа не совершается, и получаем, что
dU = δQ
∆U = Qv
В этом процессе вся теплота расходуется на повышение внутренней энергии.
где сV – теплоёмкость вещества при постоянном объеме.
Для данного процесса справедливо выражение:
3. Изотермическое расширение
В данном опыте в некотором цилиндре, закрытом поршнем, способным двигаться без трения, находится идеального газ. Если к газу подводить тепло Q, то он будет расширяться от V1 до V2.
Передача теплоты при T=const от одного тела к другому является квазистатическим процессом. Для идеального газа (а также и для реального при небольших давлениях) внутренняя энергия зависит только от температуры. Отсюда при изотермическом процессе U=const, а изменение внутренней энергии равно нулю.
dU = δQ — δW
δQ = δW
QT = W
Используя уравнение Менделеева-Клапейрона:
pV = nRT
Получаем:
В этом процессе вся подведенная теплота идет на совершение работы расширения.
Для данного процесса справедливо выражение:
4. Изобарное нагревание
К газу, находящемуся под постоянным давлением, подводится количество теплоты Q. Газ в начале находящийся при температуре T1 занимающий объём V1 расширяется до V2и нагревается до T2 при этом давление остаётся постоянным.
p=const
dU = δQ — δW
δQ = dU + pdV
QT = ∆U + p∆V
В этом процессе вся подведенная теплота расходуется как на нагревание, так и на расширение.
где cp — теплоёмкость вещества при постоянном давлении; H – энтальпия.
Следует отметить, что для всех веществ cp > cV , а для идеального газа справедливо:
cp = cV + R
Для данного процесса справедливо выражение:
5. Адиабатическое расширение
Данный процесс осуществляется без подвода теплоты, если первоначально газ сжат и находится в термически изолированном сосуде. Здесь газ расширяется и охлаждается при условии p1>p2.
В этом процессе работа осуществляется за счет убыли внутренней энергии газа.
Q = 0
dU = δQ — δW
dU = -δW
∆U = -W
Из показанного ранее выражения cV = dU/dT следует, что dU = cVdT. И получаем:
Полученное выражение справедливо для 1 моль вещества. Для несколько молей, получаем:
Выражение для работы расширения при адиабатическом процессе:
Для данного процесса справедливы выражения:
Формулы, выведенные для всех изопроцессов, справедливы и для обратных процессов.
Проведем параллели и найдем отличия в свойствах данных элементов
Раздел 1. Физические свойства серы и селена.
Сера — кристаллические replica watches UK вещество желтого цвета, плохо растворимое в воде. Наиболее интересное физическое свойство серы — цвет ее пламени в кислороде:
Горение серы в кислороде
Селен в чистом виде — серое, похожее на металл своим блеском вещество. Селен — фотопроводник, то есть способен проводить электрический ток при попадании освещения на него.
Аллотропные модификации серы и селена.
Сера имеет множество аллотропных модификаций, однако есть 3 наиболее устойчивые: моноклинная, ромбическая и пластическая. Моноклинная сера S₈ неустойчива при комнатной температуре и быстро переходит в ромбическую модификацию. Ромбическая replica Rolex сера так же имеет формулу S₈, однако различие в строении и, соответственно, названиях данных модификаций обусловлено внутренним строением их кристаллов. Именно ромбическая сера — то вещество, с которым мы встречаемся в лаборатории. Пластическая сера малоустойчива и представляет собой темную резиноподобную массу, получающуюся при нагревании, а затем резком охлаждении ромбической модификации.
пластическая сера
моноклинная сера
ромбическая сера
Селен серый Seₙ — серое, похожее своим блеском на металл, вещество, тем не менее являющееся неметаллом. Является наиболее устойчивой аллотропной модификацией селена. Существует так же красная модификация Se₈, нагревая которую можно получить серый селен.
селен красный
селен серый
Раздел 2. Нахождение в природе.
В природе сера встречается в самородном виде, часто в местах, где присутствует вулканическая активность. Кстати, именно поэтому рядом с вулканами неприятно пахнет сероводородом, по запаху напоминающим тухлые яйца. Сера встречается и в множестве минералов и руд (чаще всего медных), она содержится в нефти и природных водах, а так же входит в состав многих животных белков.
Селен чаще всего встречается в минералах, которые являются подспудными к сульфидам. В самородном виде он представлен редко. Подобно сере он входит в состав белков и является жизненно важным микроэлементом.
Раздел 3. Применение серы и селена.
Серу применяют в промышленности для:
Вулканизации каучука — получение резины;
Производства фунгицидов — веществ, защищающих растения от бактериальных инфекций;
Производства лекарственных препаратов;
Изготовления серобетона
Селен используется как:
Мощный лекарственный препарат в химиотерапии;
Профилактическое средство
Раздел 4. Электронное строение атомов.
Сера и селен — элементы 6 группы главной подгруппы Периодической системы и располагаются в третьем и четвертом периоде соответственно. Электронное строение данных атомов выглядит следующим образом:
16 S: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴
34 Se: 1s² 2s² sp⁶ 3s² 3p6 3d¹⁰ 4s² 4p⁴
Оба являются р-элементами и проявляют высшую валентность VI.
Раздел 5. Степени окисления.
S:
степени окисления серы
Se:
степени окисления селена
Раздел 4. Химические свойства серы.
0 — промежуточная степень окисления серы, которую она может как понизить, так и повысить. Поэтому S⁰ проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства.
Окислительные свойства:
С неметаллами:
S + H₂ ⇄ H₂S — t⁰
S + O₂ → SO₂
С металлами:
S + Hg → HgS — при н.у.
S + 2K → K₂S — t⁰
3S + 2Al → Al₂S₃ — t⁰
С типичными восстановителями:
S + 2HI → H₂S + I₂ — t⁰
2S + C → CS₂ — t⁰
3S + 2P → P₂S₃ — t⁰
Особенности:
S + H₂O ⇏
Диспропорционирование:
3S + 6NaOH → 2Na₂S + Na₂SO₃ + 3H₂O — t⁰
4Sизб + 6NaOH → 2Na₂S + Na₂S₂O₃ + 3H₂O — t⁰
Восстановительные свойства:
С неметаллами:
S + 2Cl₂ → SCl₄ — t⁰
S + 3F₂ → SF₆ — t⁰
С типичными окислителями:
S + 2H₂SO₄конц → 3SO₂ + 2H₂O
S + 6HNO₃конц → H₂SO₄ + 6NO₂ + 3H₂O — t⁰
S + 2HNO₃разб → H₂SO₄ + 2NO — t⁰, С очень разбавленными р-рами реакция не идет
S + Na₂SO₃ → Na₂S₂O₃
3S + 2KClO₃ → 2KCl + 3SO₂ — t⁰
S + 2KNO₃ → 2KNO₂ + SO₂ — t⁰
1. H₂S при н.у. — бесцветный газ с резким запахом тухлых яиц, токсичен. Проявляет слабые кислотные и сильные восстановительные свойства.
H₂S + 2Na → Na₂S + H₂↑
H₂S + 2KOHизб → K₂S + 2H₂O
H₂S + KOHнед → KHS + H₂O
H₂S + 2NH₃изб → (NH₄)₂S
H₂S + NH₃нед → NH₄HS
Восстановительные свойства:
Так как -2 – низшая с.о. серы, сульфиды и сероводород проявляют только восстановительные (причем, сильные) свойства. Продукт реакции будет зависеть от силы взятого окислителя – чем он сильнее, тем более высшую с.о. будет приобретать сера в итоге.
H₂S + O₂нед → S + H₂O
2H₂S + 3O₂ → 2SO₂ + 2H₂O
2H₂S + SO₂ → 3S + 2H₂O
2. Сульфиды:
Качественные реакции на сульфиды:
H₂S + 2AgNO₃ → Ag₂S↓ + 2HNO₃
2Ag⁺ + S²⁻ → Ag₂S↓ черный осадок
Pb²⁺ + S²⁻ → PbS↓ черный осадок
Cu²⁺ + S²⁻ → CuS↓ черный осадок
Химические свойства:
Растворяются в сильных кислотах (кроме нерастворимых Ag₂S, PbS и CuS):
Na₂S + 2HCl → 2NaCl + H₂S↑
ZnS + 2HCl → ZnCl₂ + H₂S↑
2H⁺ + S²⁻ → H₂S↑
Взаимодействие с водой:
Al₂S₃ + 6H₂O → 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑ — гидролиз по катион и аниону
2. H₂SO₄ сильная кислота и сильный окислитель. Обугливает органические вещества.
Кислотные свойства:
H₂SO₄разб + Fe → FeSO₄ + H₂
H₂SO₄разб + MgO → MgSO₄ + H₂O
H₂SO₄разб + NaOHнед → NaHSO₄ + H₂O
H₂SO₄разб + 2NaOHизб → Na₂SO₄ + 2H₂O
H₂SO₄разб + Na₂SO₄ → 2NaHSO₄
H₂SO₄ + K₂CO₃ → K₂SO₄ + CO₂↑ + H₂O
H₂SO₄конц + NaClтв → NaHSO₄ + HCl↑
H₂SO₄ + NH₃ → NH₄HSO₄
H₂SO₄ + 2NH₃ → (NH₄)₂SO₄
Окислительные свойства:
H₂SO₄конц + Na → Na₂SO₄ + H₂S↑ + H₂O
H₂SO₄конц + Al → Al₂(SO₄)₃ + H₂S/SO₂↑ + H₂O
H₂SO₄конц + Zn → ZnSO₄ + H₂S↑ + H₂O
H₂SO₄конц + Cu → CuSO₄ + SO₂↑ + H₂O
H₂SO₄конц + Me после Ag ⇏
H₂SO₄конц + P → H₃PO₄ + SO₂↑ + H₂O
H₂SO₄конц + C → CO₂↑ + SO₂↑ + H₂O
H₂SO₄конц + S → 3SO₂↑ + 2H₂O
H₂SO₄конц + 2FeO → Fe(SO₄)₃ + SO₂ + 4H₂O
H₂SO₄конц + 2CrO → Cr₂(SO₄)₃ + SO₂ + 3H₂O
H₂SO₄конц + Cu₂O → 2CuSO₄ + SO₂ + 3H₂O
H₂SO₄конц + H₂S → S + SO₂ + 2H₂O
3H₂SO₄конц + H₂S → 4SO₂ + H₂O
2H₂SO₄конц + P₂O₃ + H₂O → 2H₃PO₄ + 2SO₂
H₂SO₄конц + KI → I₂ + H₂S + K₂SO₄ + 4H₂O
H₂SO₄конц + 8HI → 4I₂ + H₂S/SO₂↑ + 4H₂O
H₂SO₄конц + NaBr → Na₂SO₄ + Br₂ + SO₂ + H₂O
H₂SO₄конц + MnO₂ → MnSO₄ + O₂↑ + H₂O
3. Сульфаты:
Качественные реакции на сульфаты:
Ba²⁺ +SO₄²⁻ → BaSO₄↓
Разложение сульфатов: MgSO₄ → MgO + SO₂↑ + O₂↑
Химические свойства:
BaSO₄ + 4C → BaS + 4CO
Все твердые сульфаты:
BaSO₄ + H₂ → BaS + H₂O
Гидросульфаты активных металлов:
KHSO₄ ⇄ K⁺ + H⁺ + SO₄²⁻ из-за свободного протона в р-ре они могут реагировать с некоторыми металлами и основными и амфотерными оксидами:
KHSO₄ + Mg → K₂SO₄ + MgSO₄ + H₂↑
KHSO₄ + CaO → K₂SO₄ + CaH₂ + H₂O
NaHSO₄ + Al₂O₃ → Na₂SO₄ + Al₂(SO₄)₃ + H₂O
NaHSO₄ + NaOH → Na₂SO₄ + H₂O
Раздел 5. Химические свойства селена.
Диспропорционирование:
3Se + 3H₂O ⇄ 2H₂Se + H₂SeO₃
3Se + 6NaOH → 2Na₂Se + Na₂SeO₃ + 3H₂O
Восстановительные свойства:
Se + 4HNO₃конц → H₂SeO₃ + 4NO₂↑ + H₂O
Se + 2NO₂ →SeO₂ + 2NO↑
H₂Se — при н.у. твердое вещество, крайне ядовит, более сильная кислота, чем H2S.
Кислотно-основные свойства:
H₂Se + 2NaOH → Na₂Se + 2H₂O
Восстановительные свойства:
2H₂Se + 3O₂ → 2SeO₂ + 2H₂O
2H₂Se + SeO₂ → 3Se↓ + 2H₂O
2. Селениды:
Кислотно-основные свойства:
Na₂Se + 2HCl → H₂Se + 2NaCl
Восстановительные свойства:
Al₂Se₃ + 6H₂O → 3H₂Se + 3Al(OH)₃↓
Na₂Se + 8HNO₃ → Na₂SeO₄ + 8NO₂↑ + 4H₂O
2Na₂Se + O₂ + 2H₂O → 4NaOH + 2Se↓
SeO₂ — при н.у. твердое вещество с неприятным запахом “гнилой редьки”. Кислотный оксид, восстановительные свойства выражены крайне слабо.
Кислотно-основные свойства:
SeO₂ + H₂O → H₂SeO₃
SeO₂ + MgO → MgSeO₃
2. H₂SeO₃ — при н.у. белое хорошо растворимое в воде кристаллическое вещество. Является даже более слабой кислотой, чем сернистая. Проявляет окислительно-восстановительные свойства.
H₂SeO₄ — в чистом виде — бесцветное кристаллическое вещество. Очень сильный окислитель — способна окислить даже золото без нагревания.
Химические свойства:
2H₂SeO₄ → 2H₂SeO₃ + O₂↑
Окислительные свойства:
H₂SeO₄ + 2HCl → Cl₂↑ + H₂SeO₃ + H₂O
H₂SeO₄ + Au → Au₂(SeO₄)₃ + 3H₂SeO₃ + 3H₂O
3. Селенаты:
Химические свойства:
2CaSeO₄ → 2CaSeO₃ + O₂↑ — t⁰
Раздел 6. All in all.
Мы рассмотрели основные физические и химические свойства серы, селена и их соединений. На основании этого можно выделить следующие закономерности:
Несмотря на нахождение в одной подгруппе периодической системы сера и селен отличаются довольно сильно, начиная с физических свойств, заканчивая реакционной способностью;
Почти все соединения серы и селена высокотоксичны и химически активны, очень агрессивные;
Из-за большего атомного веса селена его соединения, в большинстве своем, являются твердыми веществами, в отличие от многих подобных соединений серы, являющихся газами. Например, H₂S и H₂Se, SO₂ и SeO₂;
Селеновая кислота — более сильный окислитель, чем серная;
Данные элементы, а особенно сера, являются важными составляющими химической промышленности и фундаментальной химии, именно поэтому их свойства нужно знать и прослеживать перечисленные закономерности.
Химический элемент азот и его электронное строение
Химический элемент азот,N является представителем VA( пятой группы группы главной подгруппы) группы 2 периода с атомным номером — 7(p-элемент).
Относительная молекулярная масса азота 14,00727 г/моль
Число протонов P+=7 Число электронов e=7 Число нейтронов n°=Mr—P+=7
В основном состоянии replica watches конфигурация азота : 1s2 2s2 2p3 ( [He] 2s2 2p3 )
Азот может образовывать 3 связи по обменному механизму и одну по донорно-акцепторному=>максимальная валентность азота равна IV
Степени окисления азота и соответствующие важнейшие представители
Азот может проявлять как положительные ,так и отрицательные степени replica watches UK окисления: -3,0,+1,+2.+3,+4,+5. Более устойчивыми из них являются (+3) и (+5).
Азот как простое вещество
Химические свойства
При обычных условиях азот взаимодействует только с литием.С другими металлами N2 взаимодействует только при высоких температурах
6Li+N2=2Li3N N2+3Mg=Mg3N2
Также при высоких температурах,давлении и в присутствии катализатора азот взаимодействует с водородом,образуя аммиак
N2+3H2=2NH3 +Q (kat-Fe,t°,p)
При температуре электрической дуги он соединяется с кислородом,образуя оксид азота(II)
N2+O2=2NO -Q (t°)
Физические свойства азота
При нормальных условиях replica Breitling азот-бесцветный двухатомный газ,не имеющий запаха и вкуса
Температура кипения и плавления соответственно равны -195,8°C и -210°C
Мало растворим в воде и других растворителях
Не ядовит
Молекула азота прочная вследствие его химической инертности
С точки зрения кислотно-основных свойств аммиак- это основание,за счет неподеленной электронной пары на атоме азота.
Химическая связь между элементами в молекуле аммиака-ковалентная полярная,образованная за счет распределения электронов между двумя атомами.
В жидком аммиаке молекулы связаны между собой водородными связями,образованными за счет электростатического взаимодействия между положительным и отрицательным зарядом.Отсюда такая хорошая растворимость в воде.
Взаимодействует с кислотами и водой,образуя катион аммония.
NH3+H20=NH4OH NH3+HCl=NH4Cl 2NH3+H2SO4=(NH4)2SO4 С точки зрения окислительно-восстановительных свойств аммиак- сильный восстановитель,вследствие наличия атома азота в низшей, неустойчивой степени окисления.
Окислительные свойства 1)2HNO2 + 2HI → I2 + 2NO + 2H2O 2)NaNO2+3Zn+5NaOH+5H2O=NH3+3Na(Zn(OH)4) Нитриты в водных растворах практически не проявляют окислительных свойств.
Физические свойства Азотистая кислота — это неустойчивая кислота, существующая только в разбавленных водных растворах, окрашенных в слабый голубой цвет, и в газовой фазе.В больших концентрациях эта кислота токсична.
С точки зрения кислотно-основных свойств HNO3-кислота.Как и все кислоты она будет реагировать:
а)С основными оксидами
CaO + 2 HNO3 → H2O + Ca(NO3)2
б)С солями
2HNO3+CaCO3=Ca(NO3)2+CO2+H2O
в)С гидроксидами металлов
NaOH + HNO3 = NaNO3 + H2O
С точки зрения окислительно-восстановительных свойств HNO3-сильный окислитель, за счет атома азота в высшей степени окисления.Будет взаимодействовать с типичными восстановителями:
а)С металлами
Mg + 4HNO3 = Mg(NO3)2 + 2NO2 +2H2O
Pt и Au не реагируют с азотной кислотой! Fe, AI, Cr реагируют с концентрированной HNO3 только при нагревании!
Me + HNO3(разб) = MeNO3 + H2O + X
Щелочные и щелочноземельные металлы
Металлы до H2 в электрохим. ряду напряжения +Mg и Al
Металлы после H2
X- это NH4NO3
X- это N2, N2O
X- это NO
Me + HNO3(конц) = MeNO3 + H2O + X
Щелочные и щелочноземельные металлы
Металлы до H2 в электрохим. ряду напряжения +Mg и A
Металлы после H2 Fe,Al,Cr при t°
X- это N2
X- это NO
X- это NO2
б)С неметаллами
P + 5HNO3 → H3PO4 + 5NO2 + H2O S + 6HNO3 → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O C + 4HNO3 → CO2 + 4NO2 + 2H2O I2 + 10HNO3 → 2HIO3 + 10NO2 + 4H2O
Азотная кислота — бесцветная, дымящая на воздухе жидкость, температура плавления −41,59 °C, кипения +82,6 °C с частичным разложением. Азотная кислота смешивается с водой во всех соотношениях.
4HNO3 = 2H2O + 4NO2 ↑ + O2 ↑
Получение
а) В промышленности: N2+3H2=2NH3 4NH3+5O2=4NO+6H2O(kat-Pt) 6NO+3O2+2H2O=4HNO3+2NO
Хром — тугоплавкий блестящий металл, обладающий высокой степенью твердости (царапает стекло). Чистый хром является довольно пластичным металлом, но в присутствии даже микропримесей азота, кислорода и углерода становится весьма хрупким.
Также хром является элементом побочной replica watches подгруппы VI в периодической системе. Электронная оболочка вследствие “проскока” электрона имеет следующее строение [Ar]3d54s1
Наиболее устойчивая степень окисления хрома (+ 3). Известны соединения данного элемента со степенями окисления +2, +3, +6.
В природе хром в основном replica Rolex встречается в виде оксида FeCr2O4 , восстановлением которого получают феррохром (до 70% хрома) — сплав железа и хрома.
Далее путём алюмотермии выделяют чистый хром:
Cr2O3 + 2Al = Al2O3 + 2Cr
Химические свойства
При комнатной температуре Rolex replica данный металл довольно инертен и обладает высокой коррозионной стойкостью, так как покрыт оксидной пленкой.
Взаимодействие с неметаллами
С кем реагирует
Условия
Реакция
O2
t > 600 °C
4Cr + 3O2 = 2 Cr2O3
N2
t > 1000 °C
2Cr + N2 = 2CrN
F2
t = 350 °C
2Cr + 3F2 = 2CrF3
Cl2
t = 300 °C
2Cr + 3Cl2 = 2CrCl3
Br2
t = 300 °C
2Cr + 3Br2 = 2CrBr3
S
в зависимости от стехиометрии
Cr + S = CrS 2Cr + 3S = Cr2S3
H2
—
—
Взаимодействие с водой
Мелкодисперсный хром при высокой температуре взаимодействует с водяным паром с образованием оксида хрома (III) и водорода. С жидкой водой не реагирует
2Cr + 3H2O =Cr2O3 + 3H2
Взаимодействие кислотами
Поскольку в электрохимическом ряду напряжений металлов хром располагается до водорода, то он вытесняет водород из следующих разбавленных кислот с образованием окрашенного в голубой цвет раствора
Cr + 2HCl(разб.) = CrCl2 + H2
Cr + H2SO4(разб.) = CrSO4 + H2
На открытом воздухе Cr(2+) быстро окисляется до Cr(3+)
В присутствии кислорода воздуха разбавленные хлороводородная и серная кислоты реагируют с хромом с образованием солей хрома(III)
4Cr + 12HCl + 3O2 = 3CrCl3 +6H2O
Концентрированная азотная и серная кислоты пассивируют с хромом, последний может в них растворяться лишь при нагревании с образованием солей хрома (III)
Хром образует хроматы при взаимодействии с щелочными расплавами окислителей
Cr + KClO3 + 2KOH = K2CrO3 + KCl + H2O
Cr + 3NaNO3 + 2NaOH = Na2CrO4 + 3NaNO2 + H2O
Восстановление металлов из растворов их солей
Хром способен вытеснять менее активные металлы из их солей
Cr + CuCl2 = CrCl2 + Cu
Соединения хрома (II)
Растворы солей хрома (II) имеют голубую окраску, на воздухе вследствие окисления хрома окраска раствора изменяется на серо-фиолетовую или зеленую
4CrCl2 + O2 + 4HCl = 4CrCl3 + 2H2O
Из этого можно сделать вывод о том, что хром(II) является сильным восстановителем
При взаимодействии соли хрома(II) со щелочью выпадает осадок желтого цвета, не реагирующий с избытком щелочи, но растворяющийся в кислоте, что свидетельствует о его основных свойствах
CrCl2 + 2NaOH = Cr(OH)2 + 2NaCl
Cr(OH)2 + H2SO4 = CrSO4 + 2H2O
Соединения хрома (III)
Одно из самых важных соединений хрома(III) — Cr2O3 темно-зеленый порошок, в воде не растворяется. Из него изготавливают пасты для полировки и используют в качестве зеленого пигмента во многих ЛКП.
Оксид и гидроксид хрома(III) проявляют амфотерные свойства
При взаимодействии последнего с кислотами образуются соли хрома (III) темного-зеленого и фиолетового цвета.
Cr(OH)3 + 3HCl = CrCl3 + 3H2O
При растворении гидроксида хрома (III) в водных растворах щелочей образуются растворы гидроксохроматов(III) зеленого цвета.
Cr(OH)3 + KOH = K[Cr(OH)4]
Оксид хрома(III) при сплавлении со щелочами или карбонатами щелочных металлов образует хромиты
Cr2O3 + 2NaOH = 2NaCrO2 + H2O
Cr2O3 + Na2CO3 = 2NaCrO2 + CO2
Так как наиболее устойчивая степень окисления хрома это (+3), то только под действием сильных восстановителей можно будет перевести хром(III) в хром (II)
2CrCl3 + Zn = 2CrCl2 + ZnCl2
По этой же причине соединения хром(III) можно перевести в хром(VI) только под действием сильных окислителей, лучше в щелочной среде
2Cr(OH)3 + 3H2O2 + 4NaOH = 2Na2CrO4 + 8H2O
При этом образуются хроматы жёлтого цвета, устойчивы в щелочной среде. Индикатором протекания реакции служит желтый цвет
Хроматы — соли хромовой кислоты H2CrO4 ( существует лишь в разб. водных растворах) .
Соединения хрома (VI)
Хромат — ионы CrO4(2-) устойчивы в щелочной среде, при подкислении переходят бихроматы (оранжевый цвет) — соли двухромовой кислоты H2Cr2O7 . Реакция является обратимой в случае добавления щелочи.
При добавлении H2SO4(конц.) к H2Cr2O7 образуется осадок ярко-красного цвета
H2Cr2O7 + 2H2SO4(конц.) = 2KHSO4 + 2CrO3↓+ H2O
CrO3 проявляет кислотные свойства, при растворении в воде он превращается в раствор хромовой кислоты, а избыток щелочи — хроматы:
CrO3 + H2O = H2CrO4
CrO3 + 2NaOH = Na2CrO4 + H2O
Соединения хрома(VI) — сильные окислители. Например, CrO3 легко воспламеняет этиловый спирт. Также многие другие органические соединения подвержены окислению со стороны соединений хрома(VI)
Наиболее сильно окислительные свойства проявляются в кислой среде
При пропускании сероводорода через хромовую смесь можно наблюдать изменение оранжевой окраски на тёмно-зелёную, при этом сера выпадает в осадок:
Важно помнить — все соединения хрома, а особенно в высокой степени окисления сильно токсичны!
Как кислотно-основные так и окислительно-восстановительные свойства хрома и его соединений изменяются закономерно, это можно увидеть последующей таблице
Степень окисления хрома
Cr2+
Cr3+
Cr6+
Оксид
CrO
Cr2O3
CrO3
Гидроксид
Cr(OH)2
Cr(OH)3
H2CrO4 H2Cr2O7
Кислотно-основные свойства оксида и гидроксида
Основные
Амфотерные
Кислотные
Окислительно восстановительные свойства соединений хрома
Наиболее характерны восстановительные свойства
Проявляют и окислительные и восстановительные свойства
Типичные окислители
Свойства хроматов и дихроматов в различных средах
Хроматы устойчивы в щелочной среде, а дихроматы — в ксилой
Алканы – органические replica watches ациклические соединения, состоящие из атомов химических элементов углерода и водорода и имеющие в молекулах только одинарные углерод-углеродные сигма-связи.
Получение метана
Термокаталитическое восстановление оксидов углерода
Реакции протекают при replica watches UK нагревании и катализаторе (Ni, t℃).
CO+3H2→CH4+H2O↑(образуется смесь алканов)
CO2+4H2→CH4+2H2O
Пояснение: водород выталкивает кислород, который соединяется с водородом (вода). Углерод соединяется с водородом (метан).
Существует такой процесс, как конверсия метана – получение синтез-газа. Из него получают многие органические вещества. Смешиваем метан и пары воды, нагреваем до 800℃ и используем катализатор Ni.
CH4+H2O↔CO+3H2
2. Гидролиз карбида алюминия (метанида)
Карбид алюминия получается нагреванием алюминия и углерода.
Al4C3+12H2O→3CH4↑+4Al(OH)3
Также карбид алюминия можно обработать кислотой.
Al4C3+12HCl→3CH4↑+4AlCl3
3. Синтез из простых веществ
Реакция идет в атмосфере replica Rolex водорода при нагревании углерода до 400℃ и повышенном давлении в присутствии катализатора (Ni, p, t℃).
C+2H2↔CH4
Пояснение: реакция обратима, так как идет в газовой сфере.
Алкены, алкины, алкадиены, циклоалканы с малыми циклами.
Реакции протекают при нагревании и катализаторе – никеле (Ni, t℃).
CH2=CH2+H2→CH3-CH3
CH≡ CH+2H2→CH3-CH3
2. Синтез Вюрца
Реакция протекает при нагревании (t℃).
Если используются галогеналканы разной длины, получается смесь продуктов.
Также галогены могут находиться у вторичных и третичных атомов углерода.
Пояснение: в элементарном акте реакции участвуют две молекулы галогеналкана и два атома натрия. Атомы натрия отрывают атомы галогенов от галогеналканов, образующиеся при этом углеводородные радикалы соединяются друг с другом, образуя алкан с удвоенным по сравнению с исходным галогеналканом числом атомов углерода. Где был галоген, оттуда и идет присоединение.
2CH3-CH2-Br+2Na→2NaBr+CH3-CH2-CH2-CH3
3. Реакция Дюма
Или, другими словами, декарбоксилирование солей карбоновых кислот. Соль и щелочь твердые, происходит сплавление (t℃).
R-CH2-COONa (тв)+NaOHтв→R-CH3+Na2CO3
4. Реакция Кольбе
Оно же электролиз растворов солей карбоновых кислот.
При электролизе натриевой соли карбоновой кислоты (R-COONa) на аноде выделяется удвоенный радикал кислоты (R-R) и углекислый газ. Над стрелкой пишем «электролиз».
2CH3COONa +2H2O→CH3-CH3↑+2CO2↑+H2↑+2NaOH
Химические свойства
Алканы химически малоактивны. Низкая реакционная способность алканов обусловлена прочностью и очень малой полярностью связей C-C и H-H в их молекулах вследствие почти одинаковой электроотрицательности атомов углерода и водорода. Для алканов наиболее характерны реакции замещения. В этих реакциях происходит гомолитическое расщепление ковалентных связей, т.е. они осуществляются по свободнорадикальному (цепному) механизму:
I Реакции замещения (разрыв связей C-H)
Галогенирование (замещение атома водорода атомом галогена – F, Cl, Br с образованием галогеналкана RHal).
Фтор слишком активный, а йод слишком слабый. Поэтому в ЕГЭ говорят про хлор и бром. Алканы очень активно реагируют с фтором. Хлорирование протекает под действием света и является фотохимической реакцией. Низшие алканы (CH4,C2H6,C3H8) можно прохлорировать полностью. В молекуле метана атомы хлора могут заместить от одного до четырех атомов водорода.
CH4+Cl2→CH3-Cl+HCl
Если бы в реакцию вступил этан, то хлор, присоединившись к одному из двух атомов, продолжил бы присоединяться именно к этому атому: CH3-CH-Cl2
Реакция галогенирования алканов проходит по правилу Марковникова: при взаимодействии галогеноводородов и родственных им соединений с алкенами атом водорода присоединяется по месту двойной связи к более гидрированному атому углерода (содержащему большее число атомов углерода).
Реакция идет только с молекулярным бромом.
Алканы не обесцвечивают бромную воду!
2. Реакция Коновалова (нитрование алканов).
Реакция идет при нагревании до 140℃ с разбавленной 10% азотной кислотой (t℃).
По радикальному механизму, по правилу Марковникова.
CH4+HNO3(разб.)→CH3NO2+H2O
3. Сульфирование алканов
Происходит при действии очень концентрированной H2SO4 при небольшом нагревании.
CH4+H2SO4(конц.)→CH3SO3H+H2O
II Реакции окисления
При обычных условиях алканы устойчивы к действию окислителей (KMnO4,K2Cr2O7).
Полное окисление, избыток O2 (горение, t℃):
Все горят до углекислого газа и воды.
2CH3-CH2-CH2-CH3+13O2→8CO2+10H2O
2. Неполное окисление, недостаток O2(t℃):
2CH4+3O2→2CO+2H2O
CH4+O2→C+2H2O
3. Неполное каталитическое окисление:
Могут образоваться альдегиды, кетоны, спирты, карбоновые кислоты.
Например, окисляем бутан кислородом при нагревании в присутствии катализатора (MnO2,t℃).
CH3-CH2-CH2-CH3→2CH3-COOH+H2O
IIIТермические превращения алканов
1. Крекинг алканов
Крекинг — нагревание алканов до их превращения в меньший алкан и алкен. Связь рвется в любом месте
CH3-CH2-CH2-CH3→CH3-CH3+CH2=CH2
2. Пиролиз метана
Пиролиз — темическое разложение.
Длительное нагревание до 1000℃
CH4→C+2H2
Мгновенное нагревание до 1500℃ с быстрым охлаждением
2CH4→CH≡CH+3H2
3. Дегидрирование
Отщепление водорода. Образуются алкены.
Реакция протекает при нагревании в присутствии катализатора (Cr2O3,t℃).
CH3-CH3→CH2=CH2+H2
4. Дегидроциклизация
Из гексана — бензол. Из гептана — толуол.
Реакция протекает при нагревании в присутствии катализатора (Pt, t℃).
CH3-CH2-CH2-CH2-CH2-CH3 → CH6 + 4H2
5. Изомеризация
Из алкана получаем более разветвленный алкан.
Это важно в производстве нефти. Реакция протекает при нагревании.
К ЩМ относятся литий ₃Li, натрий ₁₁Na, калий ₁₉K, рубидий ₃₇Ru, цезий ₅₅Cs, франций ₈₇Fr.
Сaмыми раcпространёнными ЩМ replica watches являются нaтрий и кaлий. Ввиду своей высокой химической aктивности, в природе ЩМ в свободном состоянии не встречaются.
В природе щелочные метaллы чaще всего присутствуют в виде минерaльных солей: хлоридов, бромидов, йодидов, кaрбонатов и др. Вaжнейшими минерaлaми, содержaщими ЩМ, являются гaлит (повaренная соль, кaменная соль, хлорид нaтрия NaCl), сильвин (KCl — хлорид калия), сильвинит (NaCl•KCl), глaуберова соль (Na2SO4 •10Н2О – декaгидрат сульфaта replica Rolex нaтрия), криолит-ионит Li₃[AlF₆]•Na₃[AlF₆], кaлиевый полевой шпaт ортоклaз K[AlSi3O8], едкое кaли (гидроксид кaлия KOH), потaш (кaрбонат кaлия K2CO3), поллуцит (aлюмосиликат сложного состaва, содержaщий цезий).
2.Строение ЩМ
ЩМ рaсположены в первой Rolex replica группе глaвной подгруппы периодической таблицы химических элементов имени Д.И. Менделеева. На внешней оболочки aтома ЩМ имеют по одному вaлентному электрону ns1. Следовaтельно, типичная степень окисления ЩМ +1.
Электронная конфигурация:
Литий Li 1s2 2s1
Натрий Na 1s2 2s2 2p6 3s1
Калий K 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
Рубидий Ru … 5s1
Цезий Cs … 6s1
Франций Fr … 7s1
Тeперь рассмотрим нeкоторые закономeрности измeнения свойств ЩМ. В ряду Li-Na-K-Rb-Cs-Fr, в соотвeтствии с пeриодическим законом, увeличивается атомный радиус, усиливаются мeталлические и восстановитeльные свойства простых вeществ, а также основныe свойства гидроксидов ЩМ, ослабeвают нeметаллические и окислитeльные свойства простых вeществ, а такжe кислотныe свойства гидроксидов ЩМ, умeньшается элeктроотрицательность и потeнциал ионизации ЩМ.
3.Получение ЩМ
ЩМ расположeны в начале элeктрохимического ряда напряжeний мeталлов, слeдовательно, они являются самыми сильными восстановитeлями. Поэтому ЩМ получают с помощью элeктролиза расплавов их соeдинений, например хлоридов или гидроксидов.
Литий получают в промышленности электролизом расплава хлорида лития LiCl в смеси с KCl или BaCl2 (эти соли понижают температуру плавления смеси):
2LiCl = 2Li + Cl2↑
Натрий получают электролизом расплава гидроксида натрия NaOH и хлорида натрия NaCl (с добавками хлорида кальция):
4NaOH → 4Na + O2↑ + 2H2O
2NaCl → 2Na + Cl2
В качестве электролита при электролизе расплава хлорида натрия используют смесь NaCl с NaF и КСl.
Калий можно получить с помощью электролиза расплавов солей или расплава гидроксида калия. Часто применяют восстановление калия из расплавов хлоридов или гидроксидов. В качестве восстановителей используют пары натрия, карбид кальция, алюминий, кремний:
KCl + Na = K↑ + NaCl
KOH + Na = K↑ + NaOH
Цезий получают нагреванием смеси хлорида цезия и кальция:
Са + 2CsCl → 2Cs + CaCl2
В промышлeнности используют прeимущественно физико-химические мeтоды выдeления чистого цeзия: многократную рeктификацию в вакуумe.
4.Физические свойства ЩМ
Щeлочные мeталлы — сeребристо-бeлые вeщeства с характeрным блeском на свeжесрезанной повeрхности, однако мeталл быстро тускнeет поскольку он покрываeтся оксидной плeнкой, поэтому ЩМ хранят под слоeм вазeлинового масла (смесь высших предельных УВ) или кeросина. Щeлочные мeталлы кристаллизуются в кубической объемно-центрированной решетке.
5.Химические свойства ЩМ
ЩМ имеют свой определённый цвет пламени при горении в присутствии кислорода. Это является качественной реакции на ЩМ.
Цвет пламени:
Li — карминно-красный
Na — жѐлтый
K — фиолетовый
Rb — буро-красный
Cs — небесно-голубой
1.ЩМ — сильные восстановители, вследствие этого они способны взаимодействовать почти со всеми неметаллами.
Образуются фториды, хлориды, бромиды и йодиды соответственно
Сера
2Na + S=Na2S
Образуются сульфиды
Фосфор
3К + Р = К3Р
Образуются фосфиды
Водород
2Nа+Н2=2NаH
Образуются гидриды
Азот
6Li + N2= 2Li3N
Образуются нитриды, литий реагирует при комнатной температуре, остальные ЩМ — при нагревании
Углерод
2Nа+2С =Nа2С2
Образуются карбиды, в основном ацетилениды
Кислород (реакция горения)
4Li + О2 = 2Li2О 2Nа+О2 =Nа2О2 К + О2 = КО2
На воздухе литий образует оксид, натрий — пероксид, калий и остальные ЩМ — надпероксид; Сs может самовозгораться на воздухе, поэтому его хранят в стеклянных запаянных ампулах
2.ЩМ активно взаимодействуют со сложными веществами.
Сложное вещество
Химическая реакция
Комментарий
Вода
2К + Н2О = 2КОН + Н2↑
ЩМ взаимодействуют со взрывом, кроме лития, образуются щелочь и водород
ЩМ образуют основные оксиды, которые способны вступать в реакции с кислотными и амфотерными оксидами, кислотами и водой.
1. Оксиды ЩМ легко вступают в реакции с кислотными и амфотерными оксидами:
3Na2O + P2O5 → 2Na3PO4
Na2O + Al2O3 → 2NaAlO2
2. Оксиды ЩМ взаимодействуют с кислотами с образованием средних и кислых солей:
K2O + 2HCl → 2KCl + H2O
3. Оксиды ЩМ активно взаимодействуют с водой с образованием щелочей:
Li2O + H2O → 2LiOH
4. Оксиды ЩМ окисляются кислородом (кроме оксида лития): оксид натрия — до пероксида, оксиды калия, рубидия и цезия – до надпероксида.
2Na2O + O2 = 2Na2O2
7.Химические свойства пероксидов ЩМ
Пероксиды ЩМ содержат атомы кислорода со степенью окисления -1, вследствии чего они могут могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.
1. Пероксиды щелочных металлов реагируют с водой. Причём на холоде протекает обменная реакция, в результате которой образуются щелочь и пероксид водорода:
Na2O2 + 2H2O (хол.) = 2NaOH + H2O2
При нагревании пероксиды диспропорционируют в воде на щелочь и кислород:
2Na2O2+ 2H2O (гор.) = 4NaOH + O2↑
2. Пероксиды диспропорционируют при взаимодействии с кислотными оксидами. Пероксид натрия взаимодействует с углекислым газом с образованием карбоната натрия и выделением кислорода:
2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2↑
3. При взаимодействии с минеральными кислотами на холоде пероксиды вступают в обменную реакцию, в результате которой образуются соль и перекись водорода:
Na2O2 + 2HCl = 2NaCl + H2O2
Пероксиды диспропорционируют при повышении температуры:
4. Пероксиды щелочных металлов неустойчивы при высоких температурах, вследствии чего разлагаются на оксид и кислород:
2Na2O2 = 2Na2O + O2↑
5. Пероксиды ЩМ проявляют окислительные свойства в реакциях с восстановителями. Так пероксид натрия взаимодействует с угарным газом, в результате реакции образуется карбонат натрия:
Na2O2 + CO = Na2CO3
Пероксид натрия в результате окислительно-восстановительной реакции с сернистым газом образует сульфат натрия, также он способен восстанавливаться множеством других восстановителей, например ионами железа двухвалентного, йодидами и т.п. :
1. Гидроксиды ЩМ или щелочи получают в результате электролиза растворов хлоридов щелочных металлов:
2NaCl + 2H2O → 2NaOH + H2 + Cl2
2. С помощью реакции ЩМ, их оксидов, пероксидов и гидридов с водой:
2Na + 2H2O → 2NaOH + H2↑
Na2O + H2O → 2NaOH
2NaH + 2H2O → 2NaOH + H2↑
Na2O2 + H2O → 2NaOH + H2O2↑
3. Карбонаты и сульфаты реагируют с гидроксидом кальция или бария с образованием щелочи:
K2CO3 + Ca(OH)2 → CaCO3↓ + 2KOH
8.2.Химические свойства гидроксидов ЩМ
1. Гидроксиды ЩМ вступают в химические реакции со всеми кислотами, образуя в зависимости от соотношения реагирующих веществ средние или кислые соли. Так продуктами реакции между гидроксидом калия и фосфорной кислотой могут быть фосфаты, гидрофосфаты или дигидрофосфаты:
3KOH + H3PO4 → K3PO4 + H2O
2KOH + H3PO4 → K2HPO4 + 2H2O
KOH + H3PO4 → KH2PO4 + H2O
2. Гидроксиды ЩМ с кислотными оксидами образуют средние или кислые соли, в зависимости от соотношения количеств веществ, вступающих в реакцию.
Гидроксид натрия взаимодействует с углекислым газом, образуя при этом карбонаты (при избытке щелочи) илигидрокарбонаты (при избытке углекислого газа):
2NaOH(избыток) + CO2 → Na2CO3 + H2O
NaOH + CO2(избыток) → NaHCO3
Оксид азота IV имеет промежуточную степень окисления, поэтому в ходе реакции может образовать как азотную, так и азотистую кислоты.
2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2+ H2O
2KOH + 2NO2 + O2 = 2KNO3 + H2O
3. Гидроксиды щелочных металлов вступают во взаимодействие с амфотерными оксидами и гидроксидами. При этом в расплаве будут образовываться средние соли, а в растворе — комплексные соли.
Например, гидроксид натрия с оксидом алюминия реагирует в расплаве с образованием алюминатов:
2NaOH + Al2O3 → 2NaAlO2 + H2O
в растворе образуется комплексная соль — тетрагидроксоалюминат:
2NaOH + Al2O3 + 3H2O → 2Na[Al(OH)4]
Гидроксид натрия с гидроксидом алюминия в расплаве реагирует с образованием комплексной соли, называемой. тетрагидроксоалюминатом натрия:
NaOH + Al(OH)3 → Na[Al(OH)4]
4. Щелочи способны реагировать с кислыми солями с образованием средних солей. Так если к гидроксиду калия прибавить его же гидрокарбонат, то получим карбонат калия:
KOH + KHCO3 → K2CO3 + H2O
5. Гидроксиды ЩМ, как и сами щелочные металлы, реагируют с большим числом простых неметаллов, за исключением инертных газов, азота, кислорода, водорода и углерода.
Кремний окисляется щелочами до силиката и водорода:
2NaOH + Si + H2O → Na2SiO3 + H2
Фтор окисляет щелочи с выделением кислорода:
4NaOH + 2F2 → 4NaF + O2 (OF2)+ 2H2O
Галогены (хлор, бром, йод), сера и фосфор диспропорционируют в щелочах:
3KOH + P4 + 3H2O = 3KH2PO2 + PH3↑
2KOH(холодный) + Cl2 = KClO + KCl + H2O
6KOH(горячий) + 3Cl2 = KClO3 + 5KCl + 3H2O
Сера реагирует с гидроксидами ЩМ только при нагревании:
6NaOH + 3S = 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O
6. Щелочи способны реагировать с амфотерными металлами, за исключением железа и хрома. В расплаве образуется соль и выделяется водород:
2KOH + Zn → K2ZnO2 + H2
В растворе при взаимодействии алюминия или цинка образуется комплексная соль и выделяется водород:
2NaOH + 2Al + 6Н2О = 2Na[Al(OH)4] + 3Н2
7. Щелочи реагируют с солями тяжелых металлов. Хлорид меди (II) взаимодействует с гидроксидом натрия. В качестве продуктов реакции мы получаем хлорид натрия и голубой осадок гидроксида меди (II):
2NaOH + CuCl2 = Cu(OH)2↓+ 2NaCl
Гидроксиды ЩМ взаимодействуют с солями аммония. Так из хлорид аммония и гидроксида натрия получают новую соль хлорид натрия, аммиак и вода:
NH4Cl + NaOH = NH3 + H2O + NaCl
8. Гидроксиды щелочных металлов способны плавиться без разложения, однако один гидроксид лития разлагается при температуре около 600°С с образованием оксида лития:
2LiOH → Li2O + H2O
9. Все гидроксиды щелочных металлов проявляют свойства сильных оснований. В воде диссоциируют почти целиком, что приводит к образованию щелочной среды (изменяется окраска кислотно-основного индикатора).
NaOH ⇄ Na+ + OH—
10. Гидроксиды щелочных металлов в расплаве подвергаются электролизу. На катоде восстанавливается сам металл, а на аноде выделяется молекулярный кислород:
4NaOH → 4Na + O2 + 2H2O
9.Применение ЩМ
1. Нaтрий и кaлий примeняют для получeния их пeроксидов и aмидов, а их сплaв используют в кaчестве тeплоносителя в ядeрных реaкторах.
2. В мeталлургии ЩМ добaвляют в сплaвы для улучшeния их свойств. Нaтрий, как восстановитeль, используют в производствe титaна, циркония и тaнтала.
3. Нaтрий используют для инициaции реaкций рaдикальной полимеризaции, а тaкжe для производствa натриeвых газорaзрядных лaмп.
4. Рaстворы хлоридa нaтрия используют в мeдицине (физ. раствор) и в кулинaрии (повaренная соль, консeрвация).
5. Соли кaлия используют в кaчестве минерaльных удобрeний.
6. Гидроксиды лития, нaтрия и кaлия входят в состaв элeктролитов щeлочных aккумуляторов.
7. Гидроксид нaтрия используют в производствe бумаги и моющих срeдств.
Углерод и кремний почти во всех соединениях четырехвалентны, replica watches UK т.е. атомы данных элементов находятся в возбужденном состояние.
В неорганических веществах углерод имеет степени окисления: -4,0,+2,+4. В органических соединениях разнообразность степеней окисления у углерода увеличивается.
Характерным отличием углерода и кремния является способность углерода к образованию цепей. Атомы углерода, соединяясь друг с другом, образуют устойчивые соединения, аналогичные соединения кремния неустойчивы.
Углерод
Физические свойства углерода
Способность углерода к цепеобразованию связана с существованием огромного числа органических соединений.
К неорганическим соединениям углерода относятся его оксиды, соли, кислоты, карбиды, сульфиды, азотосодержащие производные, галогениды. Все replica Rolex остальные соединения углерода являются органическими.
Для углерода – характерна аллотропия. Наиболее известными аллотропными модификациями углерода являются: алмаз, графит, карбин, фуллерен. Сейчас существуют и другие аллотропные модификации углерода, которые ученым удалось создать в лабораторных условиях.
Аморфными разновидностями графита можно считать уголь и сажу.
Параметры сравнения
Алмаз
Графит
Карбин
Фуллерен
Кристаллическая решетка
Атомная
Атомная
Атомная
Молекулярная
Агрегатное состояние при обычных условиях
Твердое
Твердое
Твердое
Цвет
Прозрачные кристаллы
Темно-серый
Черный
Твердость
Самое твердое вещество среди природных соединений
Мягкий
Твердый
Структура
Тетраэдр
Слоистая
Линейная
Полые сферы, поверхность которых образована пяти и шестиугольниками из атомов углерода
Оптические свойства
Преломляет свет
Непрозрачный
Непрозрачный
Электропроводность
Изолятор
Имеет высокую электропроводность
Полупроводник
Плотность
3.5 г/см3
2.5 г/см3
2 г/см3
Химические свойства углерода
Углерод — малоактивен, на холоде реагирует только со фтором; химическая активность проявляется при высоких температурах.
1) Горение
С + O2 → CO2
при недостатке кислорода:
2C + O2 → 2CO
2) С водородом
C + 2H2 → CH4
3) С металлами
2C + 2Na → Na2C2
2C + Ca → CaC2
4) С неметаллами
С + 2F2 → CF4
С + S → CS2
С + Si → SiC
5) Углерод выступает в качестве восстановителя для металлов из амфотерных и основных оксидов, образуя угарный газ и металл.
Пирометаллургия — получение металлов из оксидов с помощью углерода и его соединений.
С + MexOy = CO2 + Me
C + ZnO → Zn + CO
4C + Fe3O4 → 3Fe + 4CO
Взаимодействуя с оксидами активных металлов углерод образует карбиды.
3С + CaO → CaC2 + CO
9C + 2Al2O3 → Al4C3 + 6CO
6) С кислотами
C + 2H2SO4 (конц.) → CO2+ 2SO2 + 2H2O
С + 4HNO3(конц.) → CO2 + 4NO2 + 2H2O
С галогеноводородами реакция не идет! В отличие от азотной и серной кислоты они не способны окислять углерод до углекислого газа.
Оксиды Углерода
CO — “Угарный газ” — газ без цвета и запаха.
Молекула оксида имеет линейное строение. За счет дополнительной донорно-акцепторной связи, образуется тройная связь между атомами углерода и кислорода.
Получение CO
1) 2C + O2 → 2CO (при недостатке кислорода)
2) С + CO2 → 2CO
3) HCOOH→ CO + H2O (H2SO4 (конц.) )
4) СН4 + Н2O → СО + 3Н2
Химические свойства CO
1) Угарный газ горит на воздухе голубым пламенем. В результате реакции выделяется большое количество тепла.
2CO+ O2 → CO2
2) Оксид углерода II от оксидов металлов отнимает кислород. В этом случает образуетс металл и углекислый газ.
CO + CuO → CO2 + Cu
3) Угарный газ реагирует с щелочами под давлением. В результате реакции образуется формиат — соль муравьиной кислоты.
CO + NaOH → HCOONa
4) CO из оксидов восстанавливает металлы.
3CO + Fe2O3 → 2Fe + 3CO2
5) Оксид углерода II в присутсвии катализатора или под действием с света окислется хлором. В результате этого образуется фосген — ядовитый газ.
CO + Cl2 → COCl2
6) При высоком давлении CO взаимодействует с водородом. Смесь оксида углерода II и водорода — синтез — газ. В зависимости от условий из синтез-газа можно получить различные углеводороды.
CO + 2H2 → CH3OH
В данном примере реакция идет под давлением больше 20, при температуре 350॰C и под действием катализатора образуется метанол.
CO2 — “Углекислый газ” — газ без цвета и запаха. Также называют “сухой лед”.
Молекула оксида имеет линейное строение. Атом углерода образует с атомом кислорода две двойные связи (sp-гибридизации у атома углерода).
Получение CO2
1) CaCO3+ 2HCl→ CaCl2 + H2O + CO2
2) CaCO3 → CaO + CO2
Химические свойства CO2
1) Оксид углерода IV относится к классу кислотных оксидов и при взаимодействии с водой, образуется угольная кислота.
CO2 + H2O → H2CO3
2) В реакциях с избытком углекислого газа образуются гидрокарбонаты.
CO2 + NaOH → NaHCO3
3) В реакциях с щелочами оксид углерода IV образуются карбонаты.
CO2 + 2NaOH → Na2CO3 + H2O
4) Реакция взаимодействия углекислого газа с гидроксидом кальция является качественной реакцией. При этом образуется белый осадок — карбонит кальция.
CO2 + Ca(OH)2 → CaCO3 + H2O
5) В результате пропускания CO2 через водный раствор CaCO3 происходит образование гидрокарбоната кальция.
CO2 + CaCO3 + H2O → CaHCO3
6) Оксид углерода IV не поддерживает горения. Только активные металлы горят в нем.
CO2 + 2Мg → C + 2MgO
Карбонаты и гидрокарбонаты
1) В промышленности для получения углекислого газа используют прокаливание известняка.
CaCO3 → CaO + CO2
2) Реакция термического разложения карбоната аммония, в результате которой получают углекислый газ, аммиак и воду.
(NH4)2CO3 → 2NH3 + 2H2O + CO2
3) При нагревании гидрокарбонаты переходят в карбонаты, при этом образуется вода и выделяется углекислый газ.
2NaHCO3 → Na2CO3 + CO2 + H2O
4) Взаимодействие гидрокарбоната с кислотой — качественная реакция. Вследствие выделяется углекислый газ.
NaHCO3 + HCl → NaCl + CO2 ↑ + H2O
5) Взаимодействие карбоната с кислотой — качественная реакция. Вследствие выделяется углекислый газ.
Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + CO2 ↑ + H2O
Гидролиз
1) Гидрокарбонат натрия – кислая соль, образованная сильным основанием – гидроксидом натрия (NaOH) и слабой кислотой – угольной (H2CO3).
6NaHCO3 +Al2(SO4)3 → 2Al(OH)3 + 6CO2 + 3Na2SO4
2) Карбонат натрия – средняя соль, образованная сильным основанием – гидроксидом натрия (NaOH) и слабой кислотой – угольной (H2CO3).
В 1823 году шведский химик Йенс Якоб Берцелиус получил, а следовательно и открыл кремний. Кремний является вторым по распространенности элемент в земной коре после кислорода (27,6% по массе).
Кремний – твердый темно-серый элемент с металлическим блеском. Обладает атомной кристаллической решеткой. Является полупроводником. Обладает одной модификацией, которая схожа по структуре с аллотропной модификацией углерода – алмазом. Хотя связи между атомами кремния менее прочные, чем между атомами углерода.
Аморфный — гигроскопичный бурый порошок, с алмазоподобной структурой, ρ = 2 г/см3, является более реакционноспособным.
Химические свойства кремния
1) Горение
Si + O2 → SiO2
2) С металлами
Si + 2Mg → Mg2Si
Si + 4Na → Na4Si
3) С неметаллами
Реакции возможны только при сильном нагревании. При нормальных условиях реакций идет только с фтором.
Si + 2F2 → SiF4
Si + C → SiC ( Т = 2000°C)
С водородом кремний не реагирует из-за неустойчивости водородного соединения силана SiH4
4) С кислотами
Реагирует только с плавиковой кислотой!
Si+4HF → SiF4+2H2
5) С щелочами (при нагревании):
Si + 2NaOH + H2O → Na2Si+4O3+ 2H2
Соединения кремния
SiO2 — “Кремнезем” — бесцветные кристаллы, обладающие высокой прочностью и твердостью.
Химические свойства SiO2
1) SiO2 + 2NaOH → Na2SiO3 + H2O
2) SiO2 + CaO → CaSiO2
3) SiO2 + 4HF → SiF4 + 2H2O
4) SiO2 + Na2CO3 → Na2SiO3 + CO2
H2SiO3— Кремниевая кислота — не растворимая кислота.
и 
и равновесную концентрацию 
и равновесную концентрацию 
Новости
22.11.2024
22.11.2024
24.10.2024
14.10.2024
09.10.2024
01.10.2024