Общая и неорганическая химия (стр. 7 )

Согласно закону Авогадро в равных объёмах любых газов, взятых при одной и той же температуре и одинаковом давлении, содержится одно и то же число молекул. С другой стороны, 1 моль любого вещества по определению содержит одинаковое число частиц. Следовательно, 1 моль любого газа в одних и тех же условиях занимает один и тот же объём. По аналогии с понятием молярной массы можно ввести понятие молярного объёма. Молярный объём Vm(X) некоторого вещества X – это объём одного моля этого вещества. Зная объём вещества V(X) и его молярный объём, можно рассчитать количество вещества по формуле

. (3.3)

1 моль любого газообразного вещества при нормальных условиях (температура 0°С и давление 1 атмосфера) занимает объём, равный 22,4 л. Таким образом, при нормальных условиях Vm(газа) = 22,4 л/моль.

Знание молярных масс веществ и числа Авогадро позволяет, в случае необходимости, выразить массу молекулы любого вещества в граммах. Ниже приводится пример расчёта массы молекулы водорода.

1 моль водорода содержит 6,02·1023 молекул H2 и имеет массу 2 г (т. к. M(H2) = 2 г/моль). Следовательно,

6,02·1023 молекул H2 имеют массу 2 г;

1 молекула H2 имеет массу x г; x = 3,32·10–24 г.

Понятие «моль» широко используется для проведения расчётов по уравнениям химических реакций, поскольку в любом уравнении химической реакции стехиометрические коэффициенты показывают, в каких молярных соотношениях вещества реагируют друг с другом и образуются в результате реакции. Например, уравнение реакции 4 NH3 + 3 O2 ® 2 N2 + 6 H2O содержит следующую информацию: 4 моль аммиака реагируют без избытка и недостатка с 3 моль кислорода, при этом образуется 2 моль азота и 6 моль воды. Таким образом, в любом уравнении химической реакции реагирующие и образующиеся вещества связаны чёткими молярными соотношениями. Это и позволяет проводить расчёты по уравнениям реакций: если известно число моль одного прореагировавшего или образовавшегося вещества, то из уравнения реакции можно получить информацию о количестве любого другого вещества, вступившего в реакцию или образовавшегося в результате её протекания.

Л Е К Ц И Я 4

ТИПЫ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

4.1 Введение

Одна из наиболее широко распространённых классификаций химических реакций относит большинство реакций к одному из следующих типов:

– реакции соединения (синтеза);

– реакции разложения;

– реакции замещения;

– реакции ионного обмена.

Реакции соединения – это реакции, в которых из двух или нескольких более простых веществ получается одно более сложное вещество:

2 H2 + O2 ® 2 H2O; C2H4 + Cl2 ® C2H4Cl2 .

Реакции разложения представляют собой процессы, в которых из одного более сложного вещества образуется несколько более простых веществ:

(CuOH)2CO3 ® 2 CuO + CO2 + H2O; 2 Cu(NO3)2 ® 2 CuO + 4 NO2 + O2 .

Частным случаем реакций разложения можно также считать реакции электролитической диссоциации: Al2(SO4)3 ® 2 Al3+ + 3 SO42–.

В реакциях замещения простое вещество взаимодействует с химическим соединением, причём атомы некоторого элемента в химическом соединении замещаются атомами простого вещества:

CuSO4 + Zn ® ZnSO4 + Cu; Fe + 2 HCl ® FeCl2 + H2;

 

При протекании реакций ионного обмена катион одного из реагирующих веществ соединяется с анионом другого вещества, в результате чего и образуются продукты реакции: Na2SO4 + BaCl2 ® BaSO4¯ + 2 HCl.

Все рассмотренные выше реакции можно, в свою очередь, разделить на две большие группы: реакции, протекающие без изменения степеней окисления элементов и окислительно-восстановительные реакции, при протекании которых наблюдается изменение степеней окисления. Следует заметить, что одни из реакций соединения и разложения являются окислительно-восстановительными, другие – нет. Реакции ионного обмена не являются окислительно-восстановительными, а реакции замещения, напротив, всегда протекают с изменением степеней окисления элементов (см. приведённые выше примеры).

При дальнейшем рассмотрении данной темы более подробно обсуждаются протекающие в водных растворах реакции ионного обмена и окислительно-восстановительные реакции.

4.2 Реакции ионного обмена

Обменные реакции протекают, как правило, при смешивании растворов электролитов; электролитами называют вещества, которые в растворах (а также в расплавах) распадаются на ионы (т. е. диссоциируют). Из ранее рассмотренного материала следует, что электролитами являются кислоты, основания и соли.

Реакция ионного обмена протекает в том случае, если в качестве продукта реакции образуется хотя бы одно из следующих веществ:

– малорастворимое соединение, выпадающее в осадок;

– вещество, удаляющееся из сферы реакции в виде газа;

– слабодиссоциирующий электролит.

Например, протекание реакции взаимодействия между хлоридом натрия и нитратом серебра обусловлено выпадением осадка хлорида серебра. Уравнение этой реакции в молекулярном виде:

NaCl + AgNO3 ® AgCl¯ + NaNO3.

Как известно, сильные электролиты находятся в растворах в полностью диссоциированном состоянии. Так как соли являются сильными электролитами, то в растворе хлорида натрия будут содержаться ионы Na+ и Cl–, а в растворе нитрата серебра – Ag+ и NO3–. При смешивании этих растворов ионы Ag+ и Cl– образуют малорастворимый хлорид серебра и, таким образом, удаляются из сферы реакции в виде осадка AgCl. Второй продукт реакции – NaNO3 – полностью диссоциирован на ионы, так как является хорошо растворимым в воде сильным электролитом. Рассмотренный пример позволяет сформулировать правило составления ионно-молекулярных уравнений реакций ионного обмена:

при составлении ионно-молекулярного уравнения обменной реакции следует растворимые в воде сильные электролиты записывать в виде ионов, а слабые электролиты, неэлектролиты, газы и осадки – в виде молекул.

Na+ + Cl– + Ag+ + NO3– ® AgCl¯ + Na+ + NO3–

Полученное уравнение является полным ионно-молекулярным уравнением. После приведения подобных слагаемых (ионы Na+ и NO3– в левой и правой частях полного ионно-молекулярного уравнения) получается сокращённое ионно-молекулярное уравнение: Ag+ + Cl– ® AgCl¯.

Следует заметить, что сокращённые ионно-молекулярные уравнения выражают более общую информацию, чем молекулярные. Например, уравнение Ag+ + Cl– ® AgCl¯ показывает, что при взаимодействии любой растворимой соли серебра (не обязательно нитрата) с любым растворимым в воде хлоридом (не обязательно хлоридом натрия) будет выпадать осадок хлорида серебра.

Взаимодействие соляной кислоты с карбонатом натрия выражается следующим молекулярным уравнением:

2 HCl + Na2CO3 ® 2 NaCl + CO2­+ H2O.

Чтобы привести это молекулярное уравнение к ионно-молекулярному виду необходимо понимать, что HCl, Na2CO3 и образующийся в результате реакции NaCl – сильные электролиты; в растворе они находятся в полностью диссоциированном состоянии, и должны быть записаны, поэтому, в виде ионов. Воду и углекислый газ следует записать в молекулярном виде, т. к. вода – очень слабый электролит, а углекислый газ вообще не является электролитом:

2 H+ + 2 Cl– + 2 Na+ + CO32– ® 2 Na+ + 2 Cl– + CO2­ + H2O .

После приведения подобных слагаемых (ионы Cl– и Na+) получается сокращённое ионно-молекулярное уравнение 2 H+ + CO32– ® CO2­ + H2O,

которое показывает, что любая сильная кислота взаимодействует с раствором любого карбоната, и в результате этого взаимодействия выделяется углекислый газ. В данном случае также происходит удаление из сферы реакции двух типов ионов (H+ и CO32–) в виде газа и малодиссоциирующего вещества.

Важным случаем реакций ионного обмена являются реакции взаимодействия кислот и щелочей (реакции нейтрализации). Например,

Ba(OH)2 + 2 HCl ® BaCl2 + 2 H2O.

Поскольку вода – слабый электролит, а все остальные вещества, записанные в этом молекулярном уравнении – хорошо растворимые сильные электролиты, то полное и сокращённое ионно-молекулярные уравнения имеют следующий вид:

Ba2+ + 2 OH– + 2 H+ + 2 Cl– ® Ba2+ + 2 H2O + 2 Cl–; H+ + OH– ® H2O.

В данном случае ионно-молекулярные уравнения показывают, что любая кислота взаимодействует с любой щёлочью с образованием соли и воды. В результате реакции нейтрализации пара ионов (H+ и OH–) образует малодиссоциирующее вещество и, тем самым, выводится из сферы реакции.

При нейтрализации многоосновной кислоты избытком щёлочи образуется средняя соль (т. е. все атомы водорода в молекуле кислоты заместятся на металл); при недостатке щёлочи образуются кислые соли:

H3PO4 + NaOH ® NaH2PO4 + H2O; H3PO4 + OH– ® H2PO4– + H2O;

H3PO4 + 2 NaOH ® Na2HPO4 + 2 H2O; H3PO4 + 2 OH– ® HPO42– + 2 H2O;

H3PO4 + 3 NaOH ® Na3PO4 + 3 H2O; H3PO4 + 3 OH– ® PO43– + 3 H2O.

При нейтрализации многокислотного основания избытком кислоты образуется средняя соль (т. е. все гидроксогруппы основания замещаются на кислотный остаток); при недостатке кислоты образуются основные соли:

Al(OH)3 + HCl ® Al(OH)2Cl + H2O; Al(OH)3 + H+ ® Al(OH)2+ + H2O;

Al(OH)3 + 2 HCl ® AlOHCl2 + 2 H2O; Al(OH)3 + 2 H+ ® AlOH2+ + 2 H2O;

Al(OH)3 + 3 HCl ® Al(OH)3 + 3 H2O; Al(OH)3 + 3 H+ ® Al3+ + 3 H2O .

Очевидно, что если на кислую соль подействовать далее избытком основания, то произойдёт дальнейшая нейтрализация с образованием средней соли и воды: NaH2PO4 + 2 NaOH ® Na3PO4 + 2 H2O;

H2PO4– + 2 OH– ® PO43– + 3 H2O;

3 NaH2PO4 + 3 Ba(OH)2 ® Na3PO4 + Ba3(PO4)2¯ + 6 H2O;

3 H2PO4– + 3 Ba2+ + 6 OH– ® PO43– + Ba3(PO4)2¯ + 6 H2O.

Аналогично, если на основную соль подействовать избытком кислоты, то произойдёт дальнейшая нейтрализация, и образуется средняя соль и вода:

Al(OH)2Cl + 2 HCl ® AlCl3 + 2 H2O;

3 Al(OH)2Cl + 3 H2SO4 ® AlCl3 + Al2(SO4)3 + 6 H2O.

Для обеих последних реакций сокращённое ионно-молекулярное уравнение одно и то же: Al(OH)2+ + 2 H+ ® Al3+ + 2 H2O.