- •Химическая термодинамика и самопроизвольное протекание процесса
- •Учебно-методическое и информационное обеспечение дисциплины «химия»
- •Содержание дисциплины «Химия»
- •Содержание лекций
- •1. Порядок работы:
- •1Фотона
- •3. Газовые законы (стехиометрические):
- •7. Правила и формулы расчета молярных эквивалентных масс (мэ)
- •7.4.1. Эквивалентная масса оксида:
- •7.4.2. Эквивалентная масса основания:
- •7.4.3. Эквивалентная масса кислоты:
- •7.4.4. Эквивалентная масса соли:
- •3. Закон Авогадро (а. Авогадро, 1811):
- •3.3.Из закона Авогадро выведено несколько важных следствий:
- •4. Закон идеального газового состояния (Менделеева–Клапейрона, 1834 - 1874).
- •I. Химическая термодинамика (энергетика химичес- ких процессов)
- •Термохимия -
- •Термохимические уравнения
- •Законы термохимии
- •Процессы в живых организмах
- •Теплоемкость
- •Второе начало (закон) термодинамики
- •Энтропия – мера приближения системы к равновесию
- •4.2. Примеры решения типовых задач
- •III. Дисперсные системы. Растворы.
- •2. Основные классы неорганических соединений
- •2.1. Оксиды
- •2.2. Гидроксиды
- •2.3. Кислоты
- •2.4. Соли
- •2.5. Комплексные (координационные) соединения
- •2.6. Соединения- объекты супрамолекулярной химии Примеры супер- и супрамолекул
- •2.5. Некоторые правила построения графических формул химических соединений:
- •2.6. Отличительные электрофизические свойства металлов, полупроводников, диэлектриков.
- •3. Комплексные соединения (к.С.) -
- •3.1. Супер- и супрамолекулярные соединения -
- •1. Первые (до Томсона) модели атома.
- •2. Спектры испусканния электронов в полупроводниках, светодиоды.
- •3. Радиоактивность: понятие, виды, характеристики.
- •1. Протонно-нейтронная теория строения атома.
- •2. Квантово-механическая теория строения атома.
- •2.1. Три основополагающие идеи (положения) квантовой механики:
- •2. Двойственная природа (корпускулярно–волновой дуализм) электрона.
- •2.2. Основные особенности квантового состояния электрона и электронной структуры атомов.
- •II. Химическая связь
- •1.Определение, основные типы и природа химической связи. Количественные характеристики химической связи на основе квантово-механической теории.
- •2. Типы химической связи
- •2.4. Гибридизация ковалентной связи.
- •3.2. Примеры решения типовых задач
2.2. Гидроксиды
Гидроксидами называют соединения, которые можно представитьобщей формулойЭ(OH)п (в виде основной формы гидроксида), гдеЭ — любой химический элемент,ОН–– одновалентный гидроксид–анион,п– число гидроксидных групп, равное степени окисленияданного элемента.
Гидроксиды обычно рассматривают как продукты взаимодействия оксидов с водой —независимо от того, наблюдается это взаимодействие в действительности или гидроксид может быть получен только косвенным путем. Так,основныеоксиды активных металлов, взаимодействуя с водой, даютосновные гидроксиды (основания), аоксиды неметаллов (кислотные оксиды) – кислотные гидроксиды, т. е. кислородосодержащие кислоты (оксокислоты). Например,K2O + H2O = 2KOH; SO3 + H2O = H2SO4 — или, если представитьH2SO4 восновной формегидроксида— SO2(OН)2 .
С точки зрения протолитической (протонной) теории основаниями считают вещества, способные присоединять ион водорода. В зависимости от числа протонов, которые могут присоединяться к основанию, различаютоднокислотные(LiOH, NaOH, NH4OH),двухкислотные (Ca(OH)2, Fe(OH)2),трехкислотные(Al(OH)3)основания.Таким образом,кислотностьоснованияопределяется числом ОН- -группв молекуле основания.
Большинство оснований – твердые, нерастворимые в воде вещества (например, Cu(OH)2, Fe(OH)2).
Растворимые в воде основания, соответствующие основным оксидам металловIA- иIIA- подгрупп ПС, называютщелочами (например,KOH, Ca(OH)2).
Среди гидроксидов выделяют амфотерные гидроксиды, отвечающие амфотерным оксидам. Они способны диссоциировать в водных растворах как по типу кислот, так и по типу оснований. Поэтомуамфотерныегидроксидыобразуют солипри взаимодействии ис кислотами, и с основаниями (щелочами).
С кислотамиони взаимодействуюткак основания:
Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O.
Со щелочамиони реагируюткак кислоты:
Zn(OH)2 + 2 NaOH = Na2ZnO2 + 2H2O = Na2[Zn(OH)4].
К амфотерным гидроксидам относятся, например, Be(OH)2, Al(OH)3, Sn(OH)2, Pb(OH)2, Cr(OH)3, которые соответствуют их амфотерным оксидам: BeO, Al2O3, SnO, PbO, Cr2O3.
Все амфотерные гидроксиды — нерастворимы в воде, поэтому их получают косвенным путем, обычно при взаимодействии солей соответствующих металлов со щелочами, обычно NaOH или КOH.
Например, амфотерный гидроксид Zn(OH)2 можно получить в реакции: ZnSO4 + 2 NaOH = Zn(OH)2↓+ 2H2O.
2.3. Кислоты
Кислоты – это сложные химические соединения, которые, подвергаясь электролитической диссоциации при растворении в воде, образуют раствор, содержащий избыток ионов водорода Н+или ионов гидроксонияН3О+.
Например, HCl + H2O ↔ H3O+ + Cl– = Н+. Н2О + Сl-,
H2SO4 ↔ H+ + HSO4–; HSO4– ↔ H+ + SO4 2-
Различают одноосновные (НNO3 ,HСl и др.) и многоосновные (двух-, трех- и т. д. -основные) кислоты (H2SO4, H3PO4, H4SiO4 , H4Р2О7, Н6ТеО6 ). Основность кислоты определяется количеством атомов (ионов) водорода в молекулярной формуле кислоты.
Двух- или более основные кислоты подвергаются ступенчатой диссоциации, например: H2SO4H+ + HSO4- (I) ;HSO4-H+ + SO4 2- (II) --ступенчатая диссоциация соответственно по первой и второй ступеням. Суммарное уравнение (полной диссоциации) записывают в виде:
H2SO4 2H+ + SO42- .
Различают сильные и слабые кислоты. Сила кислоты определяется степенью и константой ее электролитической диссоциации на ионы в водных растворах. Так, например, степень диссоциации 0,1Н растворов сильных кислот (Н2SO4, HNO3, HCl) составляет соответственно 58 %, 92 %, 91 %, у слабых кислот (CH3COOH, H3BO3, H2S) – соответственно 1,3 %, 0,01 %, 0,07 %.
Значения констант электролитической диссоциации равны для указанных кислот: Н2SO4 — 1.103 (I) и 1,2.10-2 (II); HNO3 — 4,36.10; HCl — 1.107; CH3COOH — 1,79.10-5; H3BO3 -— 5,8.10-10 (I), 1,8.10-13 (II) и 1,6.10-14 (III); H2S – 6.10-8 (I) и 1.10-14 (II).
Кислоты подразделяют также на кислородсодержащие — оксокислоты (HNO3, H2Cr2O7 и др. — это кислотные гидроксиды) и бескислородные (HCl, H2S, H2Se и др. — как правило, это растворы соответствующих газов в воде).
Все характерные свойства кислот (кислый вкус, возможность взаимодействия с другими веществами) обусловлены присутствием ионов водорода Н+ или гидроксония Н3О+ (Н+ + Н2О).
Кислоты являются химически очень активными веществами. Они растворяют металлы, взаимодействуют с основаниями, основными и амфотерными оксидами с образованием солей.
Например, Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O
Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O
2NaCl + H2SO4 = Na2SO4 + 2HCl
BaCl2 + H2SO4 = BaSO4↓ 2HCl