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 = H2O + Cu
реакции двойного
обмена CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O
Указанные типы
нередко совмещаются в более сложных реакциях. Например:
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl +
CO2 + H2O.
Эта реакция – одновременно и
реакция двойного обмена, и реакция разложения, так как промежуточно
образующаяся угольная кислота H2CO3 неустойчива и разлагается на CO2 и H2O.
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 + H2O,
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 + 6H2O = 2Na[Al(OH)4]
+ 3H2, (1)
В ионной форме
уравнения (1) и (2) запишутся следующим образом:
2Al + 2Na+ + 2OH- + 6 H2O
= 2Na+ + 2[Al(OH)4]- + 3H2, (3)
2Al + 2K+ + 2OH- + 6 H2O
= 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- + 6H2O =
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 образования
осадков, газов и слабых электролитов.
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, H2SO4, HNO3, H2S.
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:
Na2SO4 « 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 (Na2SO4), 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, K2SO4) не гидролизуются, и раствор соли имеет
нейтральную реакцию.
2. Соли сильного основания и слабой кислоты,
например KClO, Na2CO3, CH3COONa, NaCN, Na2S, K2SiO3.
Запишем уравнение гидролиза ацетата натрия:
CH3COONa + H2O « CH3COOH + NaOH.
В результате
реакции образовался слабый электролит – уксусная кислота. В ионном виде этот
процесс можно записать так:
CH3COO- + H2O
« CH3COOH + OH-.
Следовательно,
раствор CH3COONa будет
проявлять щелочную реакцию.
При растворении
солей многоосновных кислот гидролиз протекает ступенчато, например:
Na2S + H2O « NaHS + NaOH
или в ионной форме
S2- + H2O « HS- + OH-. (6)
Процесс (6)
отражает гидролиз Na2S по
первой ступени. Чтобы гидролиз прошёл полностью, как правило, увеличивают
температуру процесса:
HS- + H2O « H2S + 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, NH4Cl.
Рассмотрим гидролиз
хлорида железа (II):
FeCl2 + H2O « Fe(OH)Cl + HCl. (7)
В ионном виде этот
процесс можно записать так:
Fe2+ + H2O « Fe(OH)+ + H+. (8)
По второй ступени
гидролиз протекает следующим образом:
Fe(OH)+ + H2O « 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 Al2S3, Cr2S3, CH3COONH4, (NH4)2CO3.
При растворении в воде таких солей образуются малодиссоциирующие кислота и
основание:
CH3COONH4 + H2O
« CH3COOH + NH4OH
или в ионном виде:
CH3COO- + NH+
+ H2O « CH3COOH
+ NH4OH.
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 CH3COONH4
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.