Содержание.
стр.
1. Химические реакции. 2. Окислительно-восстановительные реакции. 3. Реакции в растворах электролитов. 4. Представление о кислотах и основаниях. 5. Гидролиз солей. Список литературы. |
2 3 4 5 7 9 |
1. Химические реакции
Химические свойства веществ выявляются в химических реакциях
. Химическая реакция заключается в разрыве одних и образовании других связей. Химическая реакция изображается в общем виде уравнением
aA + bB = cC + dD,
где вещества A и B, вступившие в реакцию, называют реагентами
(или исходными веществами
), а новые вещества C и D, образующиеся в результате протекания реакции, - продуктами
(или конечными веществами
). Целочисленные параметры a, b, c и d в уравнении реакции называют стехиометрическими коэффициентами.
Химические реакции классифицируются различными способами:
1) По типу взаимодействия:
реакции разложения
2HgO = 2Hg + O2
реакции соединения
2Na + Cl2
= 2NaCl
реакции замещения
CuO + H2
= H2
O + Cu
реакции двойного обмена
CaO + 2HCl = CaCl2
+ H2
O
Указанные типы нередко совмещаются в более сложных реакциях. Например:
Na2
CO3
+ 2HCl = 2NaCl + CO2
+ H2
O.
Эта реакция – одновременно и реакция двойного обмена, и реакция разложения, так как промежуточно образующаяся угольная кислота H2
CO3
неустойчива и разлагается на CO2
и H2
O.
2) По тепловому эффекту:
экзотермические
реакции, протекающие с экзо
-эффектом – выделением энергии в форме теплоты (+Q):
C + O2
= CO2
+ Q,
эндотермические
реакции, протекающие с эндо
-эффектом – поглощением энергии в форме теплоты (-Q):
N2
+ O2
= 2NO – Q.
3) По направлению протекания процесса реакции подразделяются на необратимые
, которые протекают только в прямом направлении и завершаются полным
превращением реагентов в продукты:
AgNO3
+ NaCl = AgCl¯ + NaNO3
,
и обратимые
реакции, которые протекают одновременно в прямом и обратном направлениях, при этом реагенты превращаются в продукты лишь частично (т.е. реакции не идут до конца слева направо):
2SO2
+ O2
« 2SO3
.
Необратимость химической реакции подчёркивается в уравнении знаком равенства (=) между формулами реагентов и формулами продуктов, а обратимость реакции – специальным знаком – противоположно направленными стрелками («).
4) По изменению степеней окисления реакции подразделяются на:
протекающие без изменения степеней окисления всех элементов, входящих в исходные вещества, например
NaOH + HCl = NaCl + H2
O,
и окислительно-восстановительные реакции, протекающие с изменением степеней окисления всех или некоторых (или даже хотя бы одного!) элементов, например:
2Cu0
+ O0
= 2Cu2+
O2-
,
Cu2+
O2-
+ H0
= Cu0
+ H1+
O2-
,
Cl0
+ 2Na1+
O2-
H1+
= Na1+
Cl1-
+ Na1+
Cl1+
O2-
+ H1+
O2-
.
2. Окислительно-восстановительные реакции
Окислительно-восстановительные реакции
– это химические реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ.
Окисление
– это процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. Если атом отдаёт свои электроны, то он приобретает положительный заряд, например:
Zn0
– 2e = Zn2+
.
Если отрицательно заряженный ион (заряд –1), например Cl-
, отдаёт 1 электрон, то он становится нейтральным атомом:
Cl-
- 1e = Cl0
.
Если положительно заряженный ион или атом отдаёт электроны, то величина его положительного заряда увеличивается соответственно числу отданных электронов:
Fe2+
- 1e = Fe3+
.
Восстановление
– это процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. Если атом присоединяет электроны, то он превращается в отрицательно заряженный ион:
S0
+ 2e = S2-
.
Если положительно заряженный ион принимает электроны, то величина его заряда уменьшается, например:
Mn7+
+ 5e = Mn2+
,
или он может перейти в нейтральный атом:
H+
+ 1e = H0
,
Al3+
+ 3e = Al0
.
Окислителем
является атом, молекула или ион, принимающий
электроны
. Восстановителем
является атом, молекула или ион, отдающий
электроны
.
Окислитель
в процессе реакции восстанавливается
, а восстановитель
- окисляется
.
Следует помнить, что рассмотрение окисления (восстановления) как процесса отдачи (и принятия) электронов атомами или ионами не всегда отражает истинное положение, так как во многих случаях происходит не полный перенос электронов, а только смещение электронного облака от одного атома к другому.
3. Реакции в растворах электролитов
Электролиты
– это вещества, растворы которых обладают ионной проводимостью.
Поскольку электролиты в растворах образуют ионы, то для отражения сущности реакций часто используют так называемые ионные уравнения
реакций. Написанием ионных уравнений подчёркивается тот факт, что, согласно теории диссоциации, в растворах происходят реакции не между молекулами, а между ионами.
С точки зрения теории диссоциации при реакциях между ионами в растворах электролитов возможны два исхода
:
1. Образующиеся вещества – сильные электролиты, хорошо растворимые в воде и полностью диссоциирующие на ионы.
2. Одно (или несколько) из образующихся веществ – газ, осадок или слабый электролит (хорошо растворимый в воде).
Например, можно рассмотреть две реакции:
2Al + 2NaOH + 6H2
O = 2Na[Al(OH)4
] + 3H2
, (1)
2Al + 2KOH + 6H2
O = 2K[Al(OH)4
] + 3H2
. (2)
В ионной форме уравнения (1) и (2) запишутся следующим образом:
2Al + 2Na+
+ 2OH-
+ 6 H2
O = 2Na+
+ 2[Al(OH)4
]-
+ 3H2
, (3)
2Al + 2K+
+ 2OH-
+ 6 H2
O = 2K+
+ 2[Al(OH)4
]-
+ 3H2
, (4)
В данном случае алюминий не является электролитом, а молекула воды записывается в недиссоциированной форме потому, что является очень слабым электролитом. Неполярные молекулы водорода практически нерастворимы в воде и удаляются из сферы реакции. Одинаковые ионы в обеих частях уравнений (3), (4) можно сократить, и тогда эти уравнения преобразуются в одно сокращённое ионное уравнение взаимодействия алюминия с щелочами:
2Al + 2OH-
+ 6H2
O = 2[Al(OH)4
]-
+ 3H2
. (5)
Очевидно, что при взаимодействии алюминия с любой щелочью реакция будет описываться уравнением (5). Следовательно, ионное уравнение, в отличие от молекулярного, относится не к одной какой-нибудь реакции между конкретными веществами, а к целой группе аналогичных реакций.
В этом его большая практическая ценность и значение, например благодаря этому широко используются качественные реакции
на различные ионы.
Так, при помощи ионов серебра Ag+
можно обнаружить присутствие в растворе ионов галогенов, а при помощи ионов галогенов можно обнаружить ионы серебра; при помощи ионов бария Ba2+
можно обнаружить ионы SO2-
и наоборот.
С учётом вышеизложенного можно сформулировать правило, которым удобно руководствоваться при изучении процессов, протекающих в растворах электролитов.
Реакции между ионами в растворах электролитов идут практически до конца в сторону образова
Следовательно, реакции идут с образованием веществ с меньшей концентрацией ионов в растворе в соответствии с законом действующих масс. Скорость прямой реакции пропорциональна произведению концентраций ионов реагирующих компонентов, а скорость обратной реакции пропорциональна произведению концентраций ионов продуктов. Но при образовании газов, осадков и слабых электролитов ионы связываются (уходят из раствора) и скорость обратной реакции уменьшается.
4. Представление о кислотах и основаниях
Определения кислот и оснований с точки зрения теории диссоциации были даны С. Аррениусом.
Кислотой
называется соединение, образующее при диссоциации в водном растворе из положительных ионов только ионы водорода
H+
. В соответствии с этим определением к кислотам относятся, например, HCl, H2
SO4
, HNO3
, H2
S.
Основанием
называется соединение, образующее при диссоциации в водном растворе из отрицательных ионов только гидроксид-ионы
OH-
. По современной номенклатуре основания принято называть гидроксидами элементов с указанием степени окисления: NaOH – гидроксид натрия, KOH – гидроксид калия, Ca(OH)2
– гидроксид кальция, Cr(OH)2
– гидроксид хрома (II), Cr(OH)3
– гидроксид хрома (III).
Гидроксиды металлов принято делить на две группы: растворимые в воде (образованные щелочными и щелочноземельными металлами) и нерастворимые в воде. Основное различие между ними заключается в том, что концентрация ионов OH-
в растворах щелочей достаточно высока, для нерастворимых же оснований она определяется растворимостью вещества и обычно очень мала. Тем не менее небольшие равновесные концентрации иона OH-
даже в растворах нерастворимых оснований определяют свойства этого класса соединений.
После Аррениуса было показано, что определение кислот и оснований в терминах теории электролитической диссоциации не охватывает всего многообразия кислотно-основных свойств веществ. Дальнейшее развитие химии потребовало уточнить и дополнить определения кислот и оснований.
Согласно протонной
теории кислот и оснований, предложенной И. Бренстедом, кислотой
называют вещество, отщепляющее при данной реакции протоны, а основанием
– вещество, способное принимать протоны. Любая реакция отщепления протона выражается уравнением
кислота ® основание + H+
.
На базе таких представлений понятными становятся основные свойства аммиака, который за счёт неподелённой пары электронов атома азота эффективно принимает протон при взаимодействии с кислотами, образуя за счёт донорно-акцепторной связи ион аммония:
HNO3
+ NH3
« NH+
+ NO-
.
Возможно и ещё более общее определение кислот и оснований. Г. Льюис предположил, что кислотно-основные взаимодействия совсем необязательно происходят с переносом протона
. В определении кислот и оснований по Льюису основная роль отводится участию электронных пар
в химическом взаимодействии.
Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные принять одну или несколько пар электронов, называют кислотами Льюиса.
Так, например, фторид алюминия AlF3
– кислота, способная принимать электронную пару при взаимодействии с аммиаком:
AlF3
+ :NH3
« [AlF3
]:[NH3
].
Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные отдавать электронные пары, называют основаниями Льюиса
. В только что рассмотренном примере аммиак является основанием.
Определение Г. Льюиса охватывает все кислотно-основные процессы, рассмотренные ранее предложенными теориями.
5. Гидролиз солей
Солями
называются соединения, образующие при диссоциации в водном растворе положительно заряженные ионы металлов
и отрицательно заряженные ионы кислотных остатков
, а иногда кроме них, ионы водорода и гидроксид-ионы, например:
Na2
SO4
« 2Na+
+ SO2-
,
NaHSO4
« Na+
+ HSO-
« Na+
+ H+
+ SO2-
,
Mg(OH)Cl « Mg(OH)+
+ Cl-
« Mg2+
+ OH-
+ Cl-
.
В соответствии с данным определением соли делятся на средние
(Na2
SO4
), кислые
(NaHSO4
) и основные
(Mg(OH)Cl).
Общеизвестно, что реакция чистой воды является нейтральной (pH = 7). Водные растворы кислот и оснований имеют соответственно кислую (pH < 7) и щелочную (pH > 7) реакцию. Практика, однако, показывает, что не только кислоты и основания, но и соли могут иметь щелочную или кислую реакцию – причиной этого является гидролиз солей
.
Взаимодействие солей с водой, в результате которого образуются кислота (или кислая соль) и основание (или основная соль), называется гидролизом солей.
Причиной гидролиза является электролитическая диссоциация соответствующих солей и воды. Вода незначительно диссоциирует на ионы H+
и OH-
, но в процессе гидролиза один или оба из этих ионов могут связываться ионами, образующимися при диссоциации соли, в малодиссоциированные, летучие или труднорастворимые вещества. Рассмотрим гидролиз солей следующих основных типов:
1. Соли сильного основания и
сильной кислоты
при растворении в воде (например, NaCl, CaCl2
, K2
SO4
) не гидролизуются, и раствор соли имеет нейтральную реакцию.
2. Соли сильного основания и слабой кислоты
, например KClO, Na2
CO3
, CH3
COONa, NaCN, Na2
S, K2
SiO3
.
Запишем уравнение гидролиза ацетата натрия:
CH3
COONa + H2
O « CH3
COOH + NaOH.
В результате реакции образовался слабый электролит – уксусная кислота. В ионном виде этот процесс можно записать так:
CH3
COO-
+ H2
O « CH3
COOH + OH-
.
Следовательно, раствор CH3
COONa будет проявлять щелочную реакцию.
При растворении солей многоосновных кислот гидролиз протекает ступенчато, например:
Na2
S + H2
O « NaHS + NaOH
или в ионной форме
S2-
+ H2
O « HS-
+ OH-
. (6)
Процесс (6) отражает гидролиз Na2
S по первой ступени. Чтобы гидролиз прошёл полностью, как правило, увеличивают температуру процесса:
HS-
+ H2
O « H2
S + OH-
.
Таким образом, при растворении в воде соли сильного основания и слабой кислоты раствор приобретает щелочную
реакцию вследствие гидролиза.
3. Соли слабого основания и сильной кислоты
, например Al2
(SO4
)3
, FeCl2
, CuBr2
, NH4
Cl.
Рассмотрим гидролиз хлорида железа (II):
FeCl2
+ H2
O « Fe(OH)Cl + HCl. (7)
В ионном виде этот процесс можно записать так:
Fe2+
+ H2
O « Fe(OH)+
+ H+
. (8)
По второй ступени гидролиз протекает следующим образом:
Fe(OH)+
+ H2
O « Fe(OH)2
+ H+
. (9)
Из реакций (7)-(9) ясно, что в результате гидролиза солей слабого основания и сильной кислоты раствор приобретает кислую
реакцию.
4. Соли слабого основания и слабой кислоты
, например Al2
S3
, Cr2
S3
, CH3
COONH4
, (NH4
)2
CO3
. При растворении в воде таких солей образуются малодиссоциирующие кислота и основание:
CH3
COONH4
+ H2
O « CH3
COOH + NH4
OH
или в ионном виде:
CH3
COO-
+ NH+
+ H2
O « CH3
COOH + NH4
OH.
Реакция среды в растворах подобных солей зависит от относительной силы кислоты и основания. Другими словами, водные растворы таких солей могут иметь нейтральную, кислую или щелочную реакцию в зависимости от констант диссоциации образующихся кислот и оснований.
Так, при гидролизе CH3
COONH4
реакция раствора будет слабощелочной, поскольку константа диссоциации гидроксида аммония (K = 6,3 * 10-5
) больше константы диссоциации уксусной кислоты (K = 1,75 * 10-5
).
Список литературы
1. Кузьменко Н. Е., Еремин В. В., Попков В. А. Начала химии. Современный курс для поступающих в вузы: В 2 т. М.: 1-я Федерат. книготорг. компания, 1998.
2. Хомченко Г. П. Химия для поступающих в вузы. М.: Высшая школа, 1988.
3. Фримантл М. Химия в действии: В 2 ч. М.: Мир, 1991.