Тема 2. СТРОЕНИЕ АТОМА.

  Атом – мельчайшая, электронейтральная, химически неделимая частица вещества, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженной электронной оболочки. 

Электронная оболочка – совокупность движущихся вокруг ядра электронов.

  Атомное ядро – центральная, положительно заряженная, часть атома, состоящая из протонов и нейтронов, связанных между собой ядерными силами.

Заряд ядра атома Z равен порядковому номеру элемента в периодической системе.  

Химический элемент – вид атомов, с определённым зарядом ядра. 

 Так как атом – электронейтрален (не заряжен), то число протонов в атоме равно числу электронов (число + = числу - ):     N(e-) = N(p) = Z 

  Массовое число атома А складывается из числа протонов и нейтронов в ядре данного изотопа. Число нейтронов можно найти, вычитая заряд ядра атома из массового числа.     А = N(p) + N(n)       N(n) = A – Z     

 Oдин и тот же химический элемент может существовать в виде двух или нескольких изотопов.

 Изотопы – атомы с одинаковым зарядом ядра, но разным массовым числом, т.е разным числом нейтронов в ядре. 

  Нейтроны практически не влияют на химические свойства элементов, все изотопы одного и того же элемента химически неотличимы.  

Пример 1: Определить число нейтронов у изотопов углерода:  12С и 14С.

 Решение:   у 12С – 6 нейтронов (12-6=6), у 14С – 8 нейтронов (14-6=8).

 Пример 2: определить число протонов и нейтронов в ядре изотопа мышьяка с массовым числом 75.                

 Решение:    порядковый номер у As – 33. Следовательно, заряд ядра Z= +33, число протонов – 33. Число нейтронов: A – Z = 75 – 33 = 42.

ЭЛЕКТРОННОЕ СТРОЕНИЕ АТОМА.

В 1913 г датский физик Н. Бор предложил модель атома, в которой электроны вращаются вокруг ядра атома, как планеты обращаются вокруг Солнца.

Такие орбиты называют электронными уровнями (слоями). 

Уровни состоят из близких по энергии подуровней (электронных оболочек). 

Их обозначают  s, p, d, f. 

Подуровни состоят из одинаковых по энергии орбиталей.

На каждой орбитали может быть  не больше двух электронов. 

Они отличаются так называемым СПИНОМ, упрощенно – направлением вращения.

     Принцип Паули (запрет Паули) ограничивает число электронов, которые могут находиться на одной орбитали.

 Согласно принципу Паули, на любой орбитали может находиться не более двух электронов и лишь если они имеют противоположные спины.

            Правило Хунда определяет порядок заселения электронами орбиталей, имеющих одинаковую энергию. Оно было выведено немецким физиком-теоретиком Ф. Хундом в 1927 г. на основе анализа атомных спектров.

Согласно правилу Хунда, заполнение орбиталей одного и того же подуровня происходит таким образом: сначала каждую орбиталь занимают по одному электрону, а затем уже по второму, с противоположным спином.

      Пример: атом азота имеет три электрона, находящиеся на 2р-подуровне. Согласно правилу Хунда, они должны располагаться поодиночке на каждой из трех 2р-орбиталей. При этом все три электрона должны иметь параллельные спины:

Связь между уровнем и подуровнями.

ЭЛЕКТРОННЫЕ КОНФИГУРАЦИИ АТОМОВ

    Изображение орбиталей с учетом их энергии называется энергетической диаграммой атома. 

    На каждом s-подуровне (одна орбиталь) могут находиться два электрона, на каждом p-подуровне (три орбитали) - шесть электронов, на каждом d-подуровне (пять орбиталей) - десять электронов.  

Принцип минимума энергии определяет порядок заселения атомных орбиталей, имеющих различные энергии. Согласно принципу минимума энергии, электроны занимают в первую очередь орбитали, имеющие наименьшую энергию.

Энергия подуровней растет в ряду:

1s < 2s < 2 p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f∼5d < 6p < 7s <5f∼6d... 

Оказалось, что у одних элементов более низкую энергию имеет 4f-подуровень, а у других - 5d-подуровень.

То же самое наблюдается для 5f- и 6d-подуровней.

ПОСЛЕДОВАТЕЛЬНОСТЬ ЗАПОЛНЕНИЯ ОРБИТАЛЕЙ У ПЕРВЫХ 36 АТОМОВ.

Электронная формула  атома – запись распределения электронов по орбиталям в основном (невозбужденном) состоянии атома или его ионов:  1s22s22p63s23p6... и т.д.

Заполнение электронных оболочек атомов первых 4-х периодов.

Водород (1е): Н 1s1 – заполняется первый уровень.

Гелий (2е) Не 1s2       

ПЕРВЫЙ ЭЛЕКТРОННЫЙ УРОВЕНЬ ЗАПОЛНЕН.

Литий (3е) - начинает заполняться второй уровень:   Li 1s22s1

Бериллий на 2s-подуровень приходит второй электрон.

Затем у бора начинается заполнение 2p-подуровня:  

В  1s22s22p1
У следующих за бором пяти атомов продолжается заполнение 2р-подуровня, вплоть до неона:  Ne 1s22s22p6       

ВТОРОЙ ЭЛЕКТРОННЫЙ УРОВЕНЬ ПОЛНОСТЬЮ ЗАВЕРШЕН.

Начинается третий период – сначала происходит заполнение 3s-подуровня у натрия и магния (это s-элементы), а потом заполняется 3р-подуровень у шести р-элементов: от алюминия до аргона.   

 Na 1s22s22р63s1                                Mg 1s22s22р63s2       

Al 1s22s22р63s23p1  …..                        Ar 1s22s22р63s23p6   

У аргона - инертного газа на внешнем слое 8 электронов.

Распределение электронов по электронным уровням у атома № 18 - аргона выглядит так: 2,8,8.  

При этом третий электронный уровень ещё не заполнен: в нём есть 3d-подуровень.

Однако атом № 19 – калий является первым элементом 4 периода, у него идёт заполнение 4s-подуровня. 

Калий - это s-элемент.

K 1s22s22p63s23p64s1   

3d-подуровень пока остаётся незаполненным.   

4s-подуровень заполняется и у кальция:   Са 1s22s22p63s23p64s2 
И вот ТОЛЬКО у следующих 10 элементов (от скандия до цинка) происходит заполнение 3d-подуровня. Это d-элементы.
Sc 1s22s22p63s23p63d14s2                             

Ti 1s22s22p63s23p63d24s2
V 1s22s22p63s23p63d34s2   

У ванадия на d-подуровне 3 электрона, на 4s - 2 электрона.  

Казалось бы, у хрома должно получиться: Сr …3d44s2  

Однако у хрома происходит переход одного электрона с s-подуровня на d-подуровень:    Сr...3d54s1      

Это явление называется ПРОВАЛ ЭЛЕКТРОНА, причина такого явления - более выгодная по энергии полузаполненная d-оболочка. 
  Дальше у марганца снова происходит "возвращение" электрона на 4s-подуровень:    Mn...3d54s2   

У атомов с №26 (железо) до № 28 (никель) происходит дальнейшее заполнение 3d-подуровня.  

У никеля на d-подуровне 8 электронов, на 4s - 2 электрона.  У меди вновь происходит переход одного электрона с s  на d-подуровень: Сu ...3d104s1 

Это снова ПРОВАЛ ЭЛЕКТРОНА, причина которого - более выгодная по энергии полностью заполненная d-оболочка.  

И наконец, цинк завершает ряд из 10 d-элементов 4 периода:

 Zn 1s22s22p63s23p63d104s2
ТРЕТИЙ ЭЛЕКТРОННЫЙ УРОВЕНЬ только теперь ЗАВЕРШЕН – на нем 18 электронов. 

  Со следующего элемента 4 периода - галлия вновь начинается заполнение внешнего электронного уровня (№4), теперь уже 4p-подуровня – от галлия до криптона.   

Ga 1s22s22p63s23p63d104s24p1 ………      Kr 1s22s22p63s23p63d104s24p6         

Для краткости записи электронной конфигурации атома вместо орбиталей, полностью заселенных электронами, иногда записывают символ благородного газа, имеющего соответствующую электронную формулу:  1s2 = [He]     1s22s22p6 = [Ne]  

Пример: электронная формула атома хлора 1s22s22p63s23p5, или [Ne]3s23p5.

ЭЛЕКТРОННЫЕ ФОРМУЛЫ ИОНОВ.

Ионы – заряженные частицы; катионы – положительно заряженные ионы, анионы – отрицательно заряженные ионы.

Ионы получаются из атомов путем отдачи электронов (тогда образуются катионы) или принятия электронов (образуются анионы). 

S0 (атом серы)+ 2e → S2−(сульфид-анион)    

Cu0(атом меди) -2е →Cu2+ (катион меди)

 Электронная формула иона получается путём добавления или отнятия электронов в электронной формуле атома.

Электроны сначала уходят с внешнего электронного уровня!

Пример: составить электронные формулы ионов: As3- ; Cu2+.

1) As0 1s22s22p63s23p63d104s24p3 → As3- 1s22s22p63s23p63d104s24p6    (добавились ещё 3 электрона на внешний уровень – их стало 8, а всего – 36е: оболочка инертного газа криптона)

2) Cu01s22s22p63s23p63d104s1 → Cu2+1s22s22p63s23p6  3d9 (уходят 2 электрона, сначала ВНЕШНИЙ 4s-электрон, а потом – 3d-электроны! ) 

Изоэлектронные частицы – это  атомы и ионы, имеющие одинаковое строение электронной оболочки. Например, ион Са2+ и атом аргона – имеют одинаковую 18- электронную оболочку.

Пример: какие из этих солей образованы изоэлектронными ионами: хлорид натрия, фторид бария, бромид магния, сульфид кальция.

NaCl  Na+(10e), Cl -(18e),            BaF2  Ba2+(54 e), F - (10e);        

MgBr2 Mg2+(10e),Br - (36e)     CaS Ca2+(18e),S2-(18e)–ионы изоэлектронны.    Ответ: CaS 

ОСНОВНОЕ И ВОЗБУЖДЕННОЕ СОСТОЯНИЕ АТОМА.

  Основное состояние атома - это наиболее выгодное по энергии состояние, которое получается в результате последовательного заполнения оболочек электронами согласно правилу Хунда и принципу минимума энергии.

   Поэтому ПРИ НАЛИЧИИ СВОБОДНЫХ ОРБИТАЛЕЙ и при наличии некоторой ЭНЕРГИИ (энергия возбуждения) электроны атома могут РАСПАРИВАТЬСЯ и атом переходит в возбужденное состояние.  При этом число неспаренных электронов, а, следовательно, ЧИСЛО СВЯЗЕЙ, образуемых атомом, УВЕЛИЧИВАЕТСЯ.

Тема 3. ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН

             Д.И. Менделеев в 1869 году так сформулировал Периодический закон: "Свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел находятся в периодической зависимости от их атомного веса". 

Менделеев учитывал, что для некоторых элементов атомные массы могли быть определены недостаточно точно. После того, как было доказано ядерное строение атома и равенство порядкового номера элемента заряду ядра его атома, Периодический закон получил новую формулировку: 

"Свойства элементов, а также образуемых ими веществ находятся в периодической зависимости от заряда их атомных ядер".

Современная Периодическая система состоит из 7 периодов (седьмой период заканчивается 118-м элементом).  

Короткопериодный вариант Периодической системы содержит 8 групп элементов, каждая из которых условно подразделяется на группу А (главную) и группу Б (побочную). В длиннопериодном варианте Периодической системы - 18 групп, имеющих те же обозначения, что и в короткопериодном.

  В группах, обозначенных буквой А (главных подгруппах), содержатся элементы, в которых идет заселение s- и р-оболочек:   s-элементы (IA- и IIA-группы)  и р-элементы (IIIA-VIIIA-группы). В группах, обозначенной буквой Б (побочных подгруппах), находятся элементы, в которых заселяются d-подуровни - d-элементы. 

  Номер периода в Периодической системе соответствует числу энергетических уровней атома данного элемента, заполненных электронами. 

 Номер периода = Число энергетических уровней, заполненных электронами = номер последнего энергетического уровня 

Номер группы в Периодической системе определяет число валентных электронов в атомах s- и p-элементов.

ЗАКОНОМЕРНОСТИ ИЗМЕНЕНИЯ СВОЙСТВ В ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЕ.

    1) Атомные и ионные радиусы. 

Радиус атома – это расстояние от центра ядра до внешнего уровня (области максимальной электронной плотности внешнего уровня).

В периодах орбитальные атомные радиусы по мере увеличения заряда ядра уменьшаются, т.к. растет заряд ядра и => притяжение внешнего электронного уровня к ядру.  

В подгруппах радиусы в основном увеличиваются из-за возрастания числа электронных слоёв.

У s- и p-элементов изменение радиусов как в периодах, так и в подгруппах более заметно, чем у d- и f-элементов, поскольку d- и f-электроны находятся на внутренних, а не внешних уровнях.

     Уменьшение радиусов у d- и f-элементов в периодах называется d- и f-сжатием. 

Образование ионов приводит к изменению ионных радиусов по сравнению с атомными.

     Радиусы катионов всегда меньше, а радиусы анионов всегда больше соответствующих атомных радиусов.  

   Изоэлектронные ионы – это ионы, имеющие одинаковое электронное строение.   

     Радиус изоэлектронных ионов уменьшается слева направо по периоду, т.к. заряд ядра увеличивается и растёт притяжение внешнего электронного уровня к ядру. 

      Пример: изоэлектронные ионы с электронной оболочкой, соответствующей аргону – (18 е): S2-, Cl-, K+, Ca2+ и т.п. В этом ряду радиус уменьшается, т.к. растёт заряд ядра.   

 2) Электроотрицательность— это способность атома элемента к притягивать к себе электроны в химической связи. 

    Электроны в общей электронной паре смещены  к атому того элемента, который имеет большую электроотрицательность.

   Слева направо по периоду происходит увеличение электроотрицательности, т.к. растёт заряд ядра и внешний уровень притягивается к ядру сильнее.   

Сверху вниз по подгруппе электроотрицательность уменьшается, т.к. увеличивается число электронных уровней и увеличение радиуса. Внешние электроны слабее притягиваются к ядру.

      На рис.  приведены значения электроотрицательности различных элементов по Полингу.

     Металлами являются:

-все элементы побочных подгрупп (d-элементы);    

 - лантаноиды, актиноиды;    

-все s- элементы, кроме водорода и гелия. 

р-элементы делятся диагональю на металлы и неметаллы:

    Каждый период начинается щелочным металлом (или водородом), а заканчивается инертным газом.

3) Валентность – число связей, которые образует атом в молекуле.

Высшая валентность как правило равна номеру группы (исключения – элементы второй половины второго периода – азот, кислород, фтор, инертные газы – гелий, неон, аргон, а также металлы побочных подгрупп первой и VIIIB группы (второй и третий элемент «триады»)).

4) Степень окисления – условный заряд у атома в молекуле, рассчитанный, исходя из предположения, что все связи в молекуле – ионные (т.е. электроны полностью смещены от менее электроотрицательного атома к более электроотрицательному.

   Высшая положительная степень окисления определяется числом валентных электронов и равна номеру группы. У s- и р-элементов она равна числу внешних электронов. У d-элементов (кроме групп IB,IIB и VIIIB) - она равна числу d+s электронов.

  Исключения:    1) фтор, кислород      

2) инертные газы – гелий, неон, аргон.

3) медь, серебро, золото  

4) кобальт, никель, родий, палладий, иридий, платина.

Для неметаллов также характерна  низшая (отрицательная) степень окисления: 

  Отрицательная степень окисления неметалла   =      8 – номер группы.

5) Высшие оксиды и гидроксиды.

1) Степень окисления элемента в высшем оксиде и гидроксиде равна номеру группы:

SeO3 – высший оксид селена.

2) Чем активнее металл, тем более выражены основные свойства высшего оксида и гидроксида.

3) Чем активнее неметалл и чем больше высшая степень окисления – тем сильнее выражены кислотные свойства.

6) ВОДОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ. 

Существует два типа водородных соединений:

1. Ионные солеобразные гидриды

Это соединения активных металлов с водородом, в которых водород имеет отрицательную степень окисления: СаН2 – гидрид кальция.  Это кристаллические вещества, похожие по виду на соли, поэтому их называют СОЛЕОБРАЗНЫМИ.

2. ЛЕТУЧИЕ водородные соединения – их образуют только НЕМЕТАЛЛЫ.  

В них отрицательную степень окисления имеет неметалл, а водород имеет степень окисления +1. Все газы, кроме воды.

Особенности свойств летучих водородных соединений.

Химические реакции, в результате которых происходит изменение степеней окисления атомов  называют ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫМИ РЕАКЦИЯМИ.  В окислительно-восстановительных реакциях электроны передаются от одного элемента (восстановителя) к другому (окислителю).

        ОКИСЛИТЕЛИ - это атомы, ионы или молекулы, которые принимают электроны. При этом идёт процесс ВОССТАНОВЛЕНИЯ. ВОССТАНОВИТЕЛИ - это атомы, ионы или молекулы, которые отдают электроны. Идёт процесс ОКИСЛЕНИЯ.

Типичные восстановители и окислители. 

Окислители: 

1) вещества (оксиды, кислоты, соли)  с максимально положительной степенью окисления входящего в них элемента. соли – KСlO4, KNO3, KMnO4, K2Cr2O7; оксиды –PbO2, Mn2O7, CrO3, N2O5 

2) Самые активные неметаллы – фтор, кислород, озон

Восстановители: 

1) Bсе металлы (они могут только отдавать электроны);

2) Bещества с минимально возможной (отрицательной) степенью окисления неметалла.  Например: водородные соединения – РН3, HI, HBr, H2S; соли – KI, NaBr, K2S.

     Все остальные вещества с промежуточными степенями окисления в зависимости от условий могут быть как окислителями, так и восстановителями: например, Н2О2, KNO2, SO2, простые вещества-неметаллы (кроме фтора и кислорода) могут как принимать, так и отдавать электроны.

Что такое электронный баланс?

           Уравнения окислительно-восстановительных реакций составляют, пользуясь методом ЭЛЕКТРОННОГО БАЛАНСА: число отданных и принятых электронов должно быть одинаково.

Пример:    Н N+5O3 + C0 →     Азотная кислота – типичный окислитель. Она восстанавливается до N+4O2, углерод в этой реакции будет восстановителем, окислится до С+4О2.  

      HN+5O3 + C0 → С+4О2  +  N+4O2+ Н2О

Составляем электронный баланс:

        4HNO3 + C   → СО2  +  4NO2+ 2Н2О

Часть 1. Главные схемы окислительно-восстановительных переходов

*Магний и кальций с кислотой любой концентрации могут давать N2O!        

*Пассивация – металлы не реагируют с конц. кислотой без нагревания из-за наличия плотной оксидной плёнки.

** Сероводород получается при взаимодействии с серной кислотой щелочных металлов. Цинк может давать любой продукт.

Разложение нитратов  (по ряду активности металлов!).

*оксид металла в наиболее устойчивой степени окисления.

Вещества с двойственной природой:

Примеры реакций:

H2O2 + 2KI + H2SO4 → I2 + K2SO4 + 2H2O 

5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 5O2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

KNO2 + H2O2 → KNO3 + H2O

2KNO2 + 2KI + 2H2SO4 → 2NO + I2 + 2K2SO4 + 2H2O

Во что переходят восстановители в реакциях с KMnO4 или K2Cr2O7?

          а) S2-, I-, Br-, Cl- → переходят в простое вещество: Э0

          б) Р-3, As-3 → +5 (кислота или соль)

          в) N+3, S+4, P+3(неметаллы с не самой высшей степенью окисления) → в высшую степень окисления  (соль или кислота)

Часть 2*.

Реакции диспропорционирования - реакции, в которых один и тот же элемент и отдает   и принимает электроны.

 Например, в реакции: 3Cl20+ 6KOH → 5KCl-1+ KCl+5O3 + 3H2O – простое вещество хлор Cl20 и принимает электроны, переходя в -1 , и отдает,   переходя  в  устойчивую степень окисления  +5

Диспропорционирование неметаллов – серы, фосфора, галогенов (кроме фтора)

Диспропорционирование оксида азота (IV) и солей

ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСТВОРОВ И РАСПЛАВОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ. 

        ЭЛЕКТРОЛИЗ – это процесс разложения расплавов и растворов электролитов под действием электрического тока.

Электролиз расплавов. 

1)Расплав хлорида натрия. Он содержит катион натрия и анион хлора.  

2) Расплав гидроксида натрия.

     4NaOH (расплав) 4Na + O2 + 2H2O

3) Расплав оксида алюминия в криолите. Криолит – Na3[AlF6] используют для уменьшения температуры плавления оксида алюминия.

Электролиз водных растворов электролитов с инертными электродами.

В водных растворах электролитов, помимо ионов, присутствуют молекулы воды, которые тоже могут принимать участие в процессах разрядки на электродах. Поэтому необходимо знать, какие частицы легче и раньше будут разряжаться.

Электролиз растворов солей с растворимым анодом.

   Если анод из того же металла, что и металл в составе соли (например, медный анод в растворе сульфата меди), то на аноде не происходит разрядки воды или аниона.

Происходит процесс РАСТВОРЕНИЯ АНОДА: Ме+n + nē = Ме0

Коррозия металлов.

    Различают химическую и электрохимическую коррозию.

    Химическая коррозия  происходит при воздействии на металл сухих газов, её называют газовой.  3Fe + 2O2 = Fe3O4

   В аппаратах химических производств возможны процессы:

           Fe + 2HCl → FeCl2 + H2                  2 Fe + 3Cl2 → 2FeCl3 

  Электрохимическая коррозия – разрушение металла в присутствии воды и кислорода, либо в растворах электролитов.

В таком загрязнённом металле идёт перенос электронов от железа к меди, при этом железо (анод) растворяется, т.е. подвергается коррозии:    Fe –2e = Fe 2+, а на поверхности олова (катод) идёт процесс восстановления водорода из воды или растворённого кислорода:    

а) 2H+ + 2e = H2              б) O2 + 2H2O + 4e=4OH–

Пример: при контакте железа с оловом в растворе соляной кислоты происходят процессы:

анод:  Fe –2e = Fe 2+,  

катод: 2H+ + 2e = H2      Суммарная реакция:   Fe + 2H+ = H2 + Fe2+ ,

  Если реакция проходит в атмосферных условиях в воде, в ней участвует кислород и происходят процессы:

анод:  Fe –2e = Fe 2+,

катод: O2 + 2H2O + 4e=4OH– 

Суммарная реакция: Fe 2++2OH –=Fe(OH)2

                      4Fe(OH)2 + O2+ 2H2O = 4Fe(OH)3  Образуется ржавчина.

                       Методы защиты от коррозии.

ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ.

        Химическими реакциями называются процессы превращения исходных веществ (реагентов) в конечные вещества (продукты).

В химических уравнениях, в отличие от схем, число атомов каждого элемента одинаково в левой и правой частях, что отражает закон сохранения массы.

Пример: Химическая схема: Р + О2 → Р2О5

               Химическое уравнение: 4Р + 5О2 = 2Р2О5

  КЛАССИФИКАЦИЯ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ.

1.Классификация по числу и составу исходных веществ и продуктов реакции.

1) Реакции соединения - реакции, в которых из нескольких реагирующих веществ получается одно:      A + B + C → D

      Реакции соединения, протекающие между сложными веществами, могут происходить как без изменения степеней окисления атомов: СаСО3 + СО2 + Н2О = Са(НСО3)2, так и относиться к числу окислительно-восстановительных:    2Fе + 3Сl2 = 2FеСl3.

    В органической химии подобные реакции называют реакциями ПРИСОЕДИНЕНИЯ: С2Н4 + Н2 → С2Н6 (гидрирование)

nСН2=СН2 → (-CH2-CH2-)n (полимеризация)

2) Реакции разложения

Реакции, в которых происходит образование нескольких веществ из одного сложного вещества:           А → В + С + D

    Продуктами разложения сложного вещества могут быть как простые, так и сложные вещества.

  Реакции разложения в органической химии – это реакции:

крекинга:              С18H38 → t   С9H18 + С9H20

дегидрирования:     C4H10 C4H6 + 2H2 

дегидратации: С2Н5ОН C2H4+H2O   и т.п.

3) Реакции замещения

Реакции, в которых обычно простое вещество заменяет часть сложного, образуя другое простое вещество и другое сложное:        А + ВС → АВ + С    Эти реакции чаще принадлежат к окислительно-восстановительным: 2Аl + Fe2O3 = 2Fе + Аl2О3             

Примеры реакций замещения, не сопровождающиеся изменением степеней окисления атомов, немногочисленны.

СаСО3+SiO2→ t  СаSiO3 + СО2 

     В органической химии реакциями замещения называют реакции, в которых атом или группа атомов в составе органической молекулы замещается на другой атом  или другую группу атомов:   

 СН3Сl + КОН р-р. → CH3OH + KCl  – гидролиз галогеналкана – замещение хлора на ОН-группу.

4) Реакции обмена

Это реакции между двумя соединениями, которые обмениваются между собой своими составными частями:   АВ + СD → АD + СВ

  Реакции обмена всегда происходят без изменения валентного состояния атомов. В реакциях обмена участвуют кислоты, основания, соли, оксиды, вода.   ZnO + Н2SО4 = ZnSО4 + Н2О

2. Классификация по наличию катализатора.

1.Каталитические - реакции, для протекания которых требуется применение катализатора.

2. Некаталитические - реакции, которые протекают самопроизвольно без катализаторов.

3. Классификация по числу фаз, в которых находятся участники реакции.

1. Гомогенные (однофазные) реакции.

      К гомогенным относят реакции, протекающие в газовой фазе, и целый ряд реакций, протекающих в растворах.  Взаимодействие в них происходит во всем объёме реакционной смеси, не существует границ раздела между фазами:   H2(г)+ Cl2(г)= 2HCl(г)            

NaОН(р-р) + НСl(p-p) =  NaСl(p-p) + Н2О(ж)

2. Гетерогенные (многофазные) реакции.

К гетерогенным относятся реакции, в которых реагенты и продукты реакции находятся в разных фазах. В таких системах существует граница раздела между фазами, но которой и происходит взаимодействие.

• газ/жидкость    CO2(г) + NaOH(p-p) = NaHCO3(p-p).
• газ/тв. Вещество   СO2(г) + СаО(тв) = СаСO3(тв).
• жидкость/твёрдое в-во/газ 

СаСО3(тв)+2HCl(р-р)=СaCl2(р-р) +CO2(г)+H2O(ж)

4. Классификация реакций по типу переносимых частиц

1. Реакции, в которых не происходит изменения степеней окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ. Это реакции обмена и гидролиза:

   ZnO + Н2SО4 = ZnSО4 + Н2О,

  К2СО3 + Н2О ⇄ КНСО3 + КОН

  Са3Р2 + 6Н2О = 3Са(ОН)2 + 2РН3 

2. Окислительно-восстановительные реакции – это  реакции, в которых реагирующие вещества обмениваются электронами, при этом меняются степени окисления элементов в составе реагирующих веществ. Например:   2Са0 + О02 = 2Са+2О-2

  8HN+5O3 + 3Cu0 = 3Cu2+(NO3)2 + 2N+2O + 4H2O

        В органической химии степени окисления элементов не являются определяющими в определении реакций окисления и восстановления. Реакциями окисления в органической химии называют реакции, в результате которых в молекуле происходит увеличение числа атомов кислорода и/или уменьшение числа атомов водорода:

      СН3ОН + СuO → t   HCOH + Cu + H2O

окисление спирта (метанола) в альдегид.

     Реакциями восстановления в органической химии называют реакции, идущие с увеличением числа атомов водорода или уменьшением числа атомов кислорода в органической молекуле:     HCOH +  H2  → кат.    СН3ОН

– восстановление альдегида в спирт.

5. Классификация по возможности протекания реакции в прямом и обратном направлении.

1) Обратимые реакции.

      Обратимыми называют такие химические процессы, продукты которых способны реагировать друг с другом в тех же условиях, в которых они получены, с образованием исходных веществ, т.е. реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлении.

Примеры обратимых реакций:

Реакция этерификации; реакции гидролиза; гидрирование-дегидрирование, гидратация-дегидратация; получение аммиака из простых веществ, окисление сернистого газа, получение галогеноводородов (кроме фтороводорода) и сероводорода; синтез метанола; получение и разложение карбонатов и гидрокарбонатов, и т.д.

2) Необратимые реакции.

       Необратимыми называют такие химические процессы, продукты которых не способны реагировать друг с другом с образованием исходных веществ. 

Примерами необратимых реакций могут служить:

• разложение бертолетовой соли при нагревании: 2КСlО3 →2КСl+3О2
• все реакции горения;
• реакции, идущие со взрывом;
• реакции щелочных металлов в водных растворах;
• обменные реакции, идущие с выделением осадка и газа;
• образование фтороводорода из простых веществ.

6. Классификация по тепловому эффекту реакции.

1) Экзотермические реакции – это реакции, протекающие с  выделением теплоты (Q>0):     С +О2 = СО2 + Q

 К экзотермическим реакциям относятся:

• реакции горения;
• реакция нейтрализации;
• реакции щелочных металлов с водой и кислотами в растворах;
• реакции, идущие со взрывом, самовоспламение;
• образование более устойчивых веществ из неустойчивых
• образование аммиака;
• окисление SO2 в SO3;
• получение метанола: СО +2Н2 =СН3ОН
• «вулканчик» (разложение дихромата аммония)
• алюмотермия – восстановление металлов из оксидов алюминием

2) Эндотермические реакции – это реакции, протекающие с  поглощением теплоты (Q<0):    N2 +О2 = 2NО – Q

К эндотермическим реакциям относятся:

• реакции разложения, требующие длительного нагревания;
• процессы, идущие только при нагревании;
• реакция гидролиза;
• реакции, идущие при очень высоких температурах или в электрическом разряде (превращение кислорода в озон, реакция азота с кислородом);
• реакции, являющиеся обратными для экзотермических реакций.

   Для определения знака теплового эффекта по уравнению реакции можно рекомендовать следующие правила:

а) если реакция протекает самопроизвольно при обычных условиях, она скорее всего экзотермическая (но для начала реакции может потребоваться инициирование). Так, после поджигания горение протекает самопроизвольно, реакция экзотермическая;

б) для устойчивых веществ реакции их образования из простых веществ экзотермические, реакции разложения -эндотермические.

в) если в ходе реакции из менее устойчивых веществ образуются более устойчивые, реакция экзотермическая.

Пример: Охарактеризовать реакцию всеми возможными способами:   Pb(NO3)2(тв)→ PbO(тв) + NO2(г)+ O2(г)– Q

Решение:

реакция разложения; некаталитическая;  окислительно-восстановительная; гетерогенная (газотвёрдофазная); эндотермическая;  необратима.

ТЕПЛОВОЙ ЭФФЕКТ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ.

      Любая химическая реакция протекает либо с выделением, либо с поглощением теплоты.  Если в реакции происходит  выделение теплоты (Q>0)  - такую реакцию называют  ЭКЗОТЕРМИЧЕСКОЙ. 

Если в реакции теплота поглощается (Q<0) – это ЭНДОТЕРМИЧЕСКАЯ реакция. Общая энергия продуктов больше, чем реагентов.  Количество теплоты обозначают буквой Q, измеряют в кДж (килоджоулях).

    Количество теплоты, выделяющейся в результате реакции, пропорционально количеству вещества, вступившего в реакцию.

    Термохимические уравнения – уравнения реакций с указанием количества теплоты, выделившейся в ней (на число моль вещества, равное коэффициентам в уравнении).

      Теплота образования вещества – количество теплоты, выделяющееся или поглощающееся при образовании 1 моль данного вещества из простых веществ: 

     2Аl + 3/2О2 = Аl2О3 + 1675 кДж – теплота образования оксида алюминия равна 1675 кДж/моль.

    Теплота сгорания – количество теплоты, выделяющееся при полном окислении 1 моль данного вещества кислородом:

СН4 + 2О2 = СО2 + 2 Н2О + 803 кДж – теплота сгорания метана равна 802 кДж/моль.

На рисунках – энергетические диаграммы для экзотермической и эндотермической реакции.

          Энергия активации – это энергия, которая требуется, чтобы реакция произошла. Все молекулы с энергией, меньше, чем энергия активации, не будут реагировать. В реакцию вступят только молекулы с энергией, больше или равной энергии активации.

СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

        Скорость химической реакции определяется как изменение концентрации одного из реагирующих веществ в единицу времени при неизменном объеме системы.

        Например, для реакции: А + В = С + D  можно записать выражение для  скорости по веществу А:       

 Так как скорость – величина положительная, а концентрация исходного вещества в процессе реакции уменьшается – ставится знак минус.

    Можно рассчитывать скорость по концентрации одного из продуктов реакции - веществ С или D; она в ходе реакции будет возрастать, и поэтому минус не ставится:  

       Размерность скорости: []

  Время протекания реакции   τ («тау») – время, за которое реакция полностью закончится. Очевидно, что чем больше скорость реакции, тем меньше время, за которое она пройдёт до конца. Поэтому:

Факторы, влияющие на скорость химических реакций.

      Химические реакции, протекающие при участии катализаторов, называют каталитическими.

    Катализатор понижает энергию активации реакции.

       Различают два вида катализа - гомогенный (однородный) и гетерогенный (неоднородный) катализ.

Количественные характеристики скорости химической реакции.

Закон действующих масс:  скорость химической реакции пропорциональна концентрациям реагентов, возведённым в степень, называемую порядком реакции по данному веществу.

   Для реакции   аА + bВ  = сС + dD   скорость равна:

                      Ʋ = k C(A)a ∙C(В)b 

C(A), C(В) – молярные концентрации веществ А и В (моль/л).

k – константа скорости реакции (обычно она определяется экспериментально).

а, b – порядки реакции по веществам А и В (для простой реакции они равны стехиометрическим коэффициентам). В сложных, многостадийных реакциях порядок реакции не равен стехиометрическому коэффициенту в уравнении реакции.

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

 Математически эта зависимость выражается уравнением Вант- Гоффа:

        Ʋt2            t2-t1/10

        ̶̶̶̶ ̶ ̶̶ ̶̶ ̶ ̶ ̶  =  (γ)  

         Ʋt1

где γ – температурный коэффициент скорости реакции, показывающий, во сколько раз возрастает скорость на каждые 10 градусов.

      Время протекания реакции имеет обратную зависимость от температуры:

          τ t1          t2-t1/10

          ̶̶̶̶ ̶ ̶̶ ̶̶ ̶ ̶ ̶ = (γ)  

          τ t2

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

       Реакции, которые протекают только в одном направлении и завершаются полным превращением исходных реагирующих веществ в конечные вещества, называются необратимыми.

   Обратимыми называются такие реакции, которые одновременно могут протекать в двух взаимно противоположных направлениях – прямом и обратном:     SO2 + O2 ⇄ SO3       

    Для обратимых реакций наступает момент, когда исходные вещества ещё не истратились полностью, но изменение концентраций исходных веществ и продуктов прекращается.

 Например, для реакции   H2 + I2 ⇄ 2HI зависимость концентраций веществ от времени может выглядеть так:

С (веществ)

 время

   Наступает момент, когда концентрации как исходных веществ, так и продукта перестают изменяться.

   Такое состояние системы называется химическим равновесием.

   Это такое состояние системы, при котором скорости прямой и обратной реакций равны между собой.  

 В состоянии равновесия прямая и обратная реакции не прекращаются, но концентрации веществ не изменяются со временем, остаются постоянными. Поэтому такое равновесие называется подвижным или динамическим равновесием.

       Концентрации реагирующих веществ, которые устанавливаются при химическом равновесии, называются равновесными. 

       Состояние равновесия можно нарушить (сместить), изменяя те или иные условия проведения реакции. Это важно для увеличения выхода нужного вещества в реакции (степени превращения).

Принцип Ле-Шателье:

       Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказывать какое-либо внешнее воздействие, то равновесие сместится таким образом, чтобы ослабить это воздействие.

Факторы, влияющие на равновесие.

Часть 2.

1. Закон Гесса и следствия из него.

     Закон Гесса. Тепловой эффект химической реакции не зависит от пути протекания реакции и зависит только от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции.

  Закон Гесса можно показать с помощью так называемого «Цикла Гесса».

  Рассмотрим процесс получения оксида углерода (IV) из графита: его можно получить сразу при полном окислении углерода кислородом или в 2 этапа: окислить углерод до угарного газа СО, а затем угарный газ окислить до углекислого.

      Эти реакции можно представить следующей схемой:

В соответствии с законом Гесса можно записать: Q1 = Q2 + Q3

                 Первое следствие из закона Гесса. Тепловой эффект химической реакции равна сумме теплот образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ (с учётом коэффициентов в уравнении реакции). 

       Например, для реакции:  аА + bВ = сС + dD   теплота может быть рассчитана с помощью первого следствия из закона Гесса так:   Q(хим. Реакции) = d⋅Qобр(D) + c⋅Qобр(C) - b⋅ Qобр(B) - a⋅Qобр(A)

 Теплота образования простых веществ при стандартных условиях принята равной нулю.

   Стандартные теплоты образования веществ находят в справочных таблицах.

     Стандартные условия – это температура, равная 25 °С (298 К) и давление, равное 101, 325 кПа (то же, что и нормальное).

 Обычно в таблицах представлена ЭНТАЛЬПИЯ образования ΔН(обр) вещества.

    Энтальпия - это величина, которая равна по величине, но противоположна по знаку теплоте. ΔН = - Q

    Второе следствие закона Гесса. Тепловой эффект химической реакции равна сумме теплот сгорания исходных веществ за вычетом суммы теплот сгорания продуктов реакции.

        Например, для реакции:  аА + bВ = сС + dD   теплота может быть рассчитана с помощью второго следствия из закона Гесса так:Q(хим. реакции) = а⋅ Qсгор(А) + b⋅Qсгор(В) - c⋅Qсгор(C)  - d⋅Qсгор(D)

2. Энергия активации. Уравнение Аррениуса.

В кинетическом уравнении: Ʋ = k C(A)a ∙C(В)b   константа скорости k не зависит от концентраций веществ, но зависит от температуры.

  Эта зависимость выражается уравнением Аррениуса:

   , где А – множитель, который постоянен для данной реакции. Еа – энергия активации (в Джоулях!), R – универсальная газовая постоянная: R = 8,31 Дж/моль⋅К.

   Введение катализатора в реакционную смесь уменьшает энергию активации реакции и увеличивает k.

3. Константа равновесия. Исходные и равновесные концентрации.

 Химическое равновесие – такое состояние системы, когда скорость прямой реакции становится равна скорости обратной реакции. 

Для описания равновесия используют так называемую КОНСТАНТУ РАВНОВЕСИЯ – величину, которая не зависит от концентраций веществ, а зависит только от температуры.

Для реакции:

где [C], [D], [A], [B] – равновесные концентрации исходных веществ и продуктов реакции.

    Для описания равновесия используются понятия: исходные концентрации С(А), С(В), С(D), C(C) – молярные концентрации веществ в момент смешивания; равновесные концентрации [C], [D], [A], [B] – молярные концентрации веществ, которые установились в системе к моменту наступления равновесия.

    Степень превращения – это величина, показывающая, какая часть одного из исходных веществ вступила в реакцию к моменту наступления равновесия.

РАСТВОРЫ

Раствор – это однородная (гомогенная) система переменного состава, состоящая из двух и более компонентов. 

Жидкие растворы состоят из растворителя  и растворимого вещества. Чаще всего в качестве растворителя выступает вода.

Для оценки растворимости вещества применяют коэффициент растворимости, показывающий, какая масса вещества может раствориться в 100 г растворителя при данной температуре.

  Растворы, в зависимости от количества растворенного вещества, бывают:

1. ненасыщенный раствор – в нем растворено вещества меньше, чем может быть при данных условиях.
2. насыщенный раствор – в нем растворено максимально возможное количество вещества при данных условиях.
3. пересыщенный раствор – в нем растворено вещества больше, чем может быть при данных условиях.

Способы выражения состава растворов

 Например, если в 1 л раствора содержится 1 моль вещества, то такой раствор называют одномолярным и обозначают 1М.   Размерность молярной концентрации – моль/л.

Теория электролитической диссоциации

Электролиты – это вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток. Частицы, которые проводят ток в растворе – это ионы. Они образуются из твердых веществ при их растворении.    

Свойства ионов очень сильно отличаются от свойств атомов, из которых они образовались!!!

 Процесс распада электролитов на ионы в процессе растворения или расплавления называется ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИЕЙ.

   К электролитам относятся:

1) вещества, имеющие ионную кристаллическую решетку (соли, гидроксиды) – содержат ионы уже в твёрдом состоянии;

2) вещества с ковалентной  сильно полярной связью (кислоты), в процессе растворения образующие ионы. 

      Неэлектролитами является большинство органических веществ, (кроме кислот и солей, а также фенолов): спирты, эфиры, альдегиды, углеводороды, углеводы.
       Как происходит процесс растворения электролита? 

 Рассмотрим этот процесс на примере растворения в воде поваренной соли и соляной кислоты. Молекулы воды являются дипольными, т.е. один конец молекулы заряжен отрицательно, другой – положительно.

Растворение вещества с ионным типом кристаллической решетки: молекула воды отрицательным полюсом подходит к иону натрия, положительным – к иону хлора; окружают ионы со всех сторон и вырывают из кристалла, причём только с его поверхности. Свободные ионы, оказавшиеся в водном растворе, окружаются полярными молекулами воды: вокруг ионов образуется гидратная оболочка, т.е. протекает процесс гидратации.

Растворение молекулы с ковалентной полярной связью: молекулы воды, окружив полярную молекулу, сначала растягивают связь в ней, увеличивая её полярность, затем разрывают её на ионы, которые гидратируются и равномерно распределяются в растворе. При расплавлении, когда происходит нагревание кристалла, ионы начинают совершать интенсивные колебания в узлах кристаллической решётки, в результате чего она разрушается, образуется расплав, который состоит из ионов.              

Характеристикой глубины протекания процесса диссоциации является степень диссоциации.    

Она показывает, какая часть молекул электролита распалась на ионы.Если степень диссоциации равна 0 – вещество является  неэлектролитом.

Степень диссоциации веществ – величина, зависящая от различных факторов:

• чем выше температура, тем степень диссоциации выше;
• чем больше концентрация вещества, тем степень диссоциации меньше.

По степени диссоциации электролиты делят на сильные и слабые:

Процесс диссоциации можно записать следующим образом:

1. Если электролит – сильный, он диссоциирует полностью в ОДНУ СТУПЕНЬ, все молекулы превращаются в ионы: 

Cu(NO3)2 → Cu2+ + 2NO3-  (α=1)    

 KAl(SO4)2 → K+ + Al3+ +2SO42- (α=1)

2. Если  электролит – слабый, он диссоциирует частично, не полностью, степень диссоциации на каждой следующей ступени гораздо меньше, чем на предыдущей. Многоосновная кислота или многокислотное основание диссоциирует ступенчато:

H2S ⇄ H+ + HS- (α<1)                HS- ⇄ H+ + S2- (α<<1)

Mg(OH)2 ⇄ Mg(OH) + OH-( α<1)       Mg(OH)+ ⇄ Mg2+ + OH- (α<<1)

3. Если в составе вещества есть связи разных типов, то сначала диссоциируют ионные связи, затем наиболее полярные:

NaHCO3 → Na+ + HCO3- (α=1)           HCO3- ⇄ H+ + CO32- (α < 1)

Cu(OH)Cl → CuOH+ + Cl- (α=1)         CuOH+ ⇄ Cu2+ + OH- (α< 1)

Электропроводность раствора – характеристика, которая зависит от числа ионов в растворе.

1. Сильный электролит полностью распадается на ионы, поэтому электропроводность раствора сильного электролита БОЛЬШЕ, чем у раствора слабого электролита (с такой же молярной концентрацией).

2. Если оба электролита – сильные и молярные концентрации растворов одинаковы – тогда электропроводность определяется числом ионов, на которые распадается формульная единица данного вещества (раствор хлорида алюминия имеет бОльшую электропроводность, чем раствор хлорида бария с той же концентрацией).

РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА

Реакции ионного обмена – это реакции между сложными веществами в растворах, в результате которых реагирующие вещества обмениваются своими составными частями. Так как в этих реакциях происходит обмен ионами – они называются ионными.

Правило Бертолле: Реакции обмена в растворах электролитов протекают до конца (возможны) только тогда, когда в результате реакции образуется либо твердое малорастворимое вещество (осадок), либо газ, либо вода или любой другой слабый электролит.

Примеры:  ZnO + Н2SО4 = ZnSО4 + Н2О,

                   AgNО3 + КВr = АgВr↓ + КNО3,

Составление уравнений реакций ионного обмена:

На ионы мы не будем разбивать:

1. Оксиды; осадки; газы; воду; слабые электролиты (кислоты и основания)

2. Анионы кислотных остатков кислых солей  слабых кислот (НСО3-, Н2РО4- и т.п.) и катионы основных солей слабых оснований  Al(OH)2+

3. Комплексные катионы и анионы: [Al(OH)4]-

Примеры составления ионных уравнений.

Пример 1. Сульфид  цинка + соляная кислота →

Составим уравнение реакции и проверим растворимость всех веществ. Увидим, что сульфид цинка нерастворим.

          н         р         р          р

        ZnS + 2HCl → ZnCl2 + H2S  - молекулярная форма

Почему эта реакция протекает до конца? В ней выделяется газ сероводород, который мы тоже не будем разбивать на ионы.

   ZnS +2H++2Cl-→Zn2++2Cl-+ H2S - полное ионно-молекулярное уравнение

Сокращаем те ионы, которые не изменились  в процессе реакции – это только хлорид-ионы.

ZnS +2H+→Zn2++ H2S  - сокращенное ионное уравнение

Пример 2. Гидрокарбонат калия + гидроксид калия →

                               р             р          р

                           KHCO3 + KOH → K2CO3 + H2O

Вспомним, что кислые анионы слабых кислот являются слабыми электролитами и на ионы не разбиваются:

         К+ + НСО3-+ К++ОН- → 2K+ + CO32- + H2O

И теперь сокращаем:  

НСО3-+ ОН- → CO32- + H2O

Часть 2.   *Константа диссоциации.

  Процесс диссоциации слабого электролита – обратим, для него так же, как и для любого обратимого процесса наступает состояние равновесия.

    Поэтому он может быть описан с помощью константы равновесия, которая называется константой диссоциации.

Чем сильнее кислота или основание, тем больше константа диссоциации. Для сильных электролитов величина в знаменателе (равновесная концентрация нераспавшихся молекул) стремится к нулю и константа диссоциации не имеет смысла.

  Связь между константой диссоциации и степенью диссоциации выражается законом разбавления Оствальда:

                                                 СН3СООН  ⇄  СН3СОО- + Н+

Если х – это количество продиссоциировавших молекул, а с – исходное количество молекул (в 1 л раствора), то степень диссоциации равна     α = х/с.

Если подставить в выражение константы диссоциации:

*Кислотность раствора. рН.

рН – это характеристика кислотности раствора, которая рассчитывается так:  рН = - lg [H+]

Вода – слабый электролит, которая диссоциирует на ионы:

       Н2О ⇄  Н+ + ОН-  

(или, точнее, не Н+, а ион гидроксония Н3О+).

   В любом водном растворе обязательно присутствуют и ионы Н+, и ионы ОН-. 

Причём произведение их концентраций – величина постоянная при данной температуре и называется «ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ ВОДЫ». При температуре 298 К эта величина равна:

Кw при 298 К = [H+]⋅[OH-] = 10-14.

    В результате логарифмирования этого выражения получается следующее: рН + рОН = 14     (рОН = -lg[OH-])

Пример: Найти рН 0,01 М раствора соляной кислоты.

Решение:

Соляная кислота – сильный электролит, полностью диссоциирует. Значит, в её растворе концентрация ионов водорода тоже 0,01 моль/л

[H+]= 0,01 M; pH = - lg[H+] = -lg(0,01) = 2

Гидролиз солей. Среда водных растворов: кислая, нейтральная, щелочная.

Соли – это ионные соединения, при попадании в воду они диссоциируют на ионы.   В водном растворе эти ионы ГИДРАТИРОВАНЫ – окружены молекулами воды.

     Обнаружено, что водные растворы многих солей имеют не нейтральную среду, а либо слабокислую, либо щелочную. 

ПРАВИЛО ГИДРОЛИЗА:

Гидролизуется ВСЁ слабое, среду определяет СИЛЬНЕЙШИЙ  

 По отношению к воде соли можно разделить на 4 группы:

1) Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой  - НЕ ГИДРОЛИЗУЕТСЯ, в растворе только диссоциирует на ионы.  Среда нейтральная.

ПРИМЕР: Не гидролизуются соли – NaCl, KNO3, RbBr, Cs2SO4, KClO3, и т.п. В растворе эти соли только  диссоциируют: Cs2SO4 → 2Cs++SO42-

2) Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой  - гидролиз ПО АНИОНУ. Анион  слабой кислоты отрывает от воды ионы водорода, связывает их.

В растворе образуется  избыток ионов ОН-  - среда щелочная.

ПРИМЕР: Гидролизу по аниону подвергаются соли - Na2S, KF, K3PO4 , Na2CO3, Cs2SO3, KCN, KClO, и кислые соли этих кислот.

K3PO4 – соль, образованная слабой кислотой и сильным основанием. Гидролизуется фосфат-анион.

K3PO4 + Н2О  ⇄ К2НРО4 + КОН       PO43- + НОН ⇄ НРО42-+ОН-   

(это первая ступень гидролиза, остальные 2 идут в очень малой степени)

3) Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой - гидролиз ПО КАТИОНУ. Катион слабого основания отрывает от воды ион ОН-, связывает его. В растворе остаётся  избыток ионов H+ - среда кислая.

ПРИМЕР: Гидролизу по катиону подвергаются соли NH4Cl, Al(NO3)3

 CuSO4 – соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой. Гидролизуется катион меди:

2CuSO4+2H2O ⇄ (CuOH)2SO4 + H2SO4     Cu2+ + НОН ⇄ CuOH+ +H+

4) Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой - гидролиз И ПО КАТИОНУ И ПО АНИОНУ. 

     Если продукты гидролиза выделяются в виде осадка или газа, то гидролиз ПОЛНЫЙ  необратимый, если оба продукта гидролиза остаются в растворе - гидролиз обратимый. 

Если в таблице растворимости стоит ПРОЧЕРК – значит, соль ПОЛНОСТЬЮ НЕОБРАТИМО ГИДРОЛИЗУЕТСЯ.

ПРИМЕР: Гидролизуются соли:

1) Al2S3,Cr2S3(необратимо):   Al2S3  + H2O  →  Al(OH)3↓ + H2S↑

2) NH4F, CH3COONH4(обратимо):  NH4F + H2O ⇄NH4OH  +  HF

ОКРАСКА ИНДИКАТОРОВ В РАЗЛИЧНЫХ СРЕДАХ

Характеристики процесса гидролиза:

1) Процесс гидролиза обратим;

2) Гидролиз  - эндотермический процесс (протекает с поглощением теплоты).  KF + H2O ⇄ HF + KOH – Q

Какие факторы усиливают гидролиз?

Нагревание – при увеличении температуры гидролиз усиливается;

Добавление воды –  разбавление раствора усиливает гидролиз.

Как подавить (ослабить) процесс гидролиза?

1.Раствор делают максимально концентрированным (уменьшают количество воды);

2.Для смещения равновесия влево добавляют один из продуктов гидролиза – кислоту, если идёт гидролиз по катиону или щёлочь, если идёт гидролиз по аниону.

ВЗАИМНЫЙ  ГИДРОЛИЗ ДВУХ СОЛЕЙ.

 При попытке получить с помощью обменной реакции соли, которые в водном растворе полностью гидролизованы (в таблице растворимости – прочерк) -  происходит ВЗАИМНЫЙ ГИДРОЛИЗ двух ионов – катион металла связывает ОН-группы,  а анион кислотного остатка связывает катионы Н+.

1) Соли металлов со степенью окисления +3 и соли летучих кислот (карбонаты, сульфиды, сульфиты) – при их взаимном гидролизе образуется осадок гидроксида и газ:

 2AlCl3      +     3K2S     +   6H2O  →    2Al(OH)3↓  +  3H2S↑  +  6KCl

(Fe3+, Cr3+)       (SO32-, CO32-)                                    (SO2, CO2)

Исключения: соли железа + сульфиды и сульфиты → окислительно-восстановительная реакция. Железо переходит в +2.

FeCl3 + Na2S = FeS + S + NaCl

2) Соли металлов со степенью окисления +2 (кроме кальция, стронция и бария) и  растворимые карбонаты также вместе гидролизуются, но при этом образуется осадок ОСНОВНОГО КАРБОНАТА металла:

 2 CuCl2 + 2Na2CO3 + H2O → (CuOH)2CO3 + CO2 + 4 NaCl

(все 2+, кроме Са, Sr, Ba)

Гидролиз других бинарных соединений (не являющихся солями).

 1) Бинарные соединения металлов: фосфиды, нитриды, гидриды, карбиды.

Бинарные соединения металлов с неметаллами, если это не соли – полностью и сразу разлагаются водой.

а) гидриды металлов. Са2+Н-2 + Н2О = Са(ОН)2 + Н2

                                                        (H+OH-)

б) карбиды металлов: некоторые карбиды при гидролизе образуют метан (карбид алюминия, бериллия) или ацетилен (карбиды кальция, щелочных металлов):

  в) остальные бинарные соединения металлов с неметаллами (в них неметаллы имеют отрицательную степень окисления): нитриды металлов (выделяется аммиак), фосфиды металлов (образуется фосфин РН3), силициды металлов (получается силан SiH4).

2) Галогенангидриды кислот.

 Галогенангидрид – это соединение двух неметаллов, один из которых – галоген c отрицательной степенью окисления; оно получается, если в кислоте ОН-группы заменить на галоген.

Пример: PCl5 – хлорангидрид  фосфорной кислоты

            COCl2 – хлорангидрид угольной кислоты (фосген).

Некоторые галогенангидриды кислот

Галогенангидриды кислот неустойчивы и водой ПОЛНОСТЬЮ ГИДРОЛИЗУЮТСЯ.

При гидролизе галогенангидридов образуются две кислоты - галогеноводородная и кислота второго неметалла в соответствующей степени окисления.

  S+6O2Cl2 + 2H2O = H2S+6O4 + 2HCl         P+3Br3 + 3H2O = H3P+3O3 + 3HBr

Если галогенангидрид взаимодействует со щелочью, то, соответственно, получаются ДВЕ СОЛИ и вода.

COCl2 + 4KOH = K2CO3 + 2KCl + 2H2O