Химия (стр. 3 )

Бинарные соединения кислотного и основного типов взаимодействуют между собой с образованием солеподобных веществ: LiH + BH3 = Li[BH4];

Na2S + CS2 = Na2CS3.

Если в состав бинарного соединения входит амфотерный металл (например, алюминий), то образуемое соединение имеет амфотерный характер:

AlH3 + LiH = Li[AlH4];

AlH3 + BH3 = Al[BH4]3.

2.  Неоксидные полимерные соединения (керамики) на основе нитридов, боридов, силицидов и др.

3.  Тиокислоты и тиосоли – кислородсодержащие кислоты и соли, в которых один или несколько атомов кислорода заменены атомом серы в степени окисления –2:

Na2SO4 Na2S2O3

сульфат натрия тиосульфат натрия

Тиосоединения проявляют обычно свойства сильных восстановителей.

4. Пероксо(пертио) соединения содержат оксо - или тио-мостики (два атома кислорода или серы, соединенные между собой):

Na2O2 – пероксид натрия; Н2О2 – пероксид водорода; FeS2 – дисульфид железа; КО2 – супероксид калия; H2SO5 – пероксосерная кислота:

5. Поликислоты, например, полисерные и полифиофорные кислоты:

Н3РО4 + Н3РО4 = Н2О + Н4Р2О7 (дифосфорная кислота)

Примеры решения задач

Пример 1. Осуществите превращения:

Na ® NaOH ® NaHCO3 ® Na2CO3 ® Na2SO4 ® NaCl ® Na

Решение.

1) Натрий взаимодействует с водой с образованием гидроксида натрия: 2Na + 2H2O =2NaOH + H2­.

2) При пропускании избытка оксида углерода (IV) через раствор гидроксида натрия можно получить гидрокарбонат натрия: NaOH + CO2 = NaHCO3

3) Карбонат натрия получается при нагревании гидрокарбоната натрия: 2NaHCO3 Na2CO3 + CO2 ­ + H2O­

4) Сульфат натрия можно получить, действуя сильной серной кислотой на соль слабой угольной кислоты (сильная кислота вытесняет слабую из ее солей):

Na2CO3 +H2SO4=Na2SO4 +CO2­+H2O.

5) Приливая раствор хлорида бария к раствору сульфата натрия, получим в растворе хлорид натрия:

Na2SO4+BaCl2 =2NaCl+BaSO4¯

6) Более активный металл – калий – вытесняет натрий из его солей: K + NaCl = Na + KCl

Можно также получить металлический натрий электролизом расплава NaCl: 2NaCl 2Na + Cl2­

Пример 2. Осуществите превращения:

Cr A В C

Решение.

1) Металлы реагируют с неметаллами:

2Cr + 3Cl2 = 2CrCl3 (A = CrCl3)

2) Действие избытка NaOH на соли хрома в водном растворе приводит к образованию гидроксосоли:

CrCl3 + 6NaOH = Na3[Cr(OH)6] + 3NaCl (B = Na3[Cr(OH)6])

3) При действии окислителей (Br2) степень окисления хрома (+3) переходит в степень окисления +6. В щелочной среде образуются хроматы (окислительно-восстановительная реакция):

(окислитель)		(восстановление)
(восстановитель)		(окисление)

(C = Na2CrO4).

Пример 3. Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

Решение.

1.  Si + 2Mg Mg2Si

2.  Mg2Si + 2H2SO4 → 2MgSO4 + SiH4↑

Mg2Si + 4H+ → 2Mg2+ + SiH4

3.  SiH4 + 2O2 → 2H2O + SiO2

4.  Si + O2 → SiO2

5.  SiO2 + 2Mg → 2MgO + Si

6.  Si + 2NaOH + H2O → Na2SiO3 + 2H2↑

Si + 2OH - + H2O → SiO32- + 2H2

7.  Na2SiO3 + CaCl2 → CaSiO3 + 2NaCl

SiO32- + Ca2+ → CaSiO3

8.  SiO2 + Ca(OH)2 → CaSiO3 + H2O

SiO2 + 2OH - + Ca2+→ CaSiO3 + H2O

Основы химической термодинамики

К изучению химических процессов следует подходить через ряд последовательных приближений. На первом этапе целесообразно рассмотреть лишь начальное и конечное состояния взаимодействующих тел, не учитывая путь, по которому протекает процесс, и развитие процесса во времени. Такой подход называется термодинамический. Для удобства изучения необходимо изолировать объекты исследования. Такая совокупность тел, выделенная из пространства, называется системой. Если между системой и окружающей внешней средой отсутствует массо - и теплообмен, то такая система называется изолированной. Если это условие не соблюдается, то система называется открытой. Если в системе возможен только теплообмен, то она называется закрытой.

Состояние любой системы характеризуется определенными термодинамическими параметрами, к которым относятся температура (Т), давление (Р), объем (V), химический состав. Изменение хотя бы одного из параметров ведет к изменению состояния системы.

Состояние системы можно представить в виде так называемого уравнения состояния: j (Р, V, T) = 0

Для идеального газа уравнением состояния является уравнение Менделеева – Клапейрона, для реальных газов часто применяют уравнение Ван-дер-Ваальса. Для жидкостей и твердых тел, особенно в условиях высокихдавлений и температур являются эмпирические, то есть экспериментально полученные уравнения, описыващие поведение вещества в определенных пределах по давлению и температуре.

Для термодинамического описания системы обычно пользуются функциями состояния, которые могут быть однозначно определены через параметры Р, V и T. Значения этих функций не зависят от характера процесса, приводящего систему в данное состояние. К функциям состояния относятся: 1) внутренняя энергия системы (U);

2) энтальпия (теплосодержание) системы (Н);

3) энтропия (мера беспорядка) системы (S);

4) свободная энергия Гиббса (G);

5) свободная энергия Гельмгольца (F).

Химические реакции сопровождаются выделением или поглощением энергии как правило в форме теплоты. Реакции, в которых теплота выделяется, называются экзотермическими, а реакции, идущие с поглощением теплоты, - эндотермическими. Так как выделение теплоты приводит к уменьшению теплосодержания системы, то Q = - DH, где Q – теплота реакции, а DH – изменение энтальпии системы.

Таким образом, условием экзотермической реакции является Q > 0 или DH < 0, а условием эндотермической реакции - Q < 0 или DH > 0.

Уравнение химической реакции, включающее величину теплового эффекта (энтальпии), называется термохимическим уравнением: 2Н2(г) + О2(г) = 2Н2О(ж) + 571,6 кДж или

2Н2(г) + О2(г) = 2Н2О(ж); DH = - 571,6 кДж

Теплотой образования соединения называется количество теплоты, выделяемой или поглощаемой при образовании 1 моль соединения из простых веществ в их наиболее устойчивых модификациях. Так, теплота образования воды

DHобр(Н2О) = - 571,6/2 = - 285,8 кДж/моль

Теплота образования вещества, измеренная в стандартных условиях (Т = 298 К, Р = 101325 Па), называется стандартной теплотой образования и обозначается DH0. Стандартная теплота образования простого вещества в его наиболее устойчивой модификации принимается равной нулю.

Вычисление теплоты реакции по теплотам образования участвующих в ней веществ производится на основании закона Гесса: тепловой эффект химической реакции зависит только от состояния исходных и конечных продуктов и не зависит от того, через какие стадии реакция проходит. Тепловой эффект процесса равен сумме тепловых эффектов отдельных стадий процесса.

Например, горение угля может протекать в одну стадию:

С(тв) + О2(г) = СО2(г); DH1 = - 395,4 кДж,

или через промежуточное образование оксида углерода (II):

а) С(тв) + 1/2О2(г) = СО(г); DH2 = - 110,7 кДж,

б) СО(г) + 1/2О2(г) = СО2(г); DH3 = - 284,7 кДж.

Суммарная теплота, выделяемая в результате реакции, в обоих случаях одинакова: DH1 = DH2 + DH3.

Согласно следствию из закона Гесса, теплота реакции равна разности между суммами стандартных теплот образования конечных продуктов и исходных веществ. Например, для реакции

MgO(тв) + CO2(г) = MgCO3(тв)

DH0реакции = DH0(MgCO3) – [DH0(MgO) + DH0(CO2)] =

= +115,6 – (– 602,0 – 395,4) = 1113,0 кДж.

Стандартные теплоты образования веществ – табличные данные.

Для протекающих в природе процессов известны две движущие силы – стремление перейти в состояние с наименьшим запасом энергии (DH < 0) и стремление перейти в состояние наибольшего беспорядка (S > 0). Так как в химических реакциях обычно изменяются и энергия системы, и ее энтропия, то реакция протекает в том направлении, в котором суммарная движущая сила реакции уменьшается. В изобарно-изотермических условиях (при прстоянных давлении и температуре) общая движущая сила реакции называется энергией Гиббса: