Задачи химической термодинамики

Химическая кинетика

Скорость химической реакции – это количество вещества реагента, вступившего в реакцию за единицу времени, или количество вещества продукта, образовавшегося за единицу времени.

aA + bB = cC + dD

реагенты продукты

Средняя скорость - изменение концентрации какого-либо из веществ, вступающих в реакцию или образующихся при реакции, происходящее за единицу времени

V_гомог = ± ΔС/ Δt

Истинной, или мгновенной, скоростью химической реакции в данный момент называется первая производная концентрации по времени:

Факторы:

1.природа реагирующих веществ

2Li + 2H2O = LiOH + H2

2K + H2O = 2KOH + H2

2Cr + 2H2O = 2CrOH + H2

С увеличением активности металла от лития к рубидию скорость реакции возрастает.

2.концентрации реагирующих веществ

Закон действующих масс для элементарной стадии химической реакции:

Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, равных коэффициентам перед формулами веществ в уравнении реакции.

Для гомогенной реакции
aA + bB = cC + dD

V= k[A]^a[B]^b

где [А] – концентрация вещества А;

[В] – концентрация вещества В;

k – константа скорости реакции - коэффициент пропорциональности в кинетич. ур-нии хим. р-ции, выражающем зависимость скорости р-ции v от концентрации к.-л. из компонентов реакц. смеси.;

а и b – коэффициенты в уравнении реакции.

Пример:

Для реакции 2 NO(г) + O_2(г) = 2 NO_2(г)

v = k[NO]²[O₂]

Гомогенные реакции – реакции между веществами в одинаковом фазовом состоянии.

H2 + CL2 = 2HCl

Гетерогенные реакции – это реакции между веществами в разных фазовых состояниях на поверхности раздела фаз.

CO2 + KOHр-р = K2CO3 + H2O

Химическая реакция как последовательность элементарных стадий (механизм реакции)

3.зависимость от температуры

Приблизительная зависимость определяется правилом Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10градусов, скорость химической реакции увеличивается в 2-4 раза.

где V1иV2 – скорости реакции при температурах t1 и t2,

γ – температурный коэффициент скорости реакции

 

Уравнение Аррениуса

• где E_акт – энергия активации;
k – константа скорости;
T – температура, К;
k₀ – константа;
R – газовая постоянная.

В процессе хим. Реакции молекулы должны пройти через промежуточное состояние которое может обладать достаточно высокой энергией, то есть молекулы должны преодолеть энергетический барьер. Избыточная энергия, которой должны обладать молекулы для протекания хим. Реакции называется энергия активности.

Катализ

Катализаторы – вещества, изменяющие скорость химической реакции, не изменяющие свой состав в ходе реакции.

Катализаторы:

1)положительные

↑V

2)отрицательные

↓V

Ингибиторы – вещества, замедляющие химические реакции

Катализаторы снижают Еа в реакции и ускоряют ее.

Катализ может быть гомогенным и гетерогенным.

При гомогенном катализе катализатор и реагенты образуют одну фазу (газ или раствор).

• Примеры:

2SO_2(г) + O_2(г)– [NO_(г)]→SO3

При гетерогенном катализе – катализатор находится в системе в виде самостоятельной фазы.

• Примеры:

2SO_2(г)+ O_2(г)–(V₂O_5(тв))→ 2SO₃

Катализ – изменение скорости химических реакций под воздействием веществ, количество и природа которых после завершения остаются такими же как и до реакции.

Ферменты – белки, которые катализируют химические реакции в биологических системах.

Энергия Гиббса

D G °_{реакции} = S[n·D G ° _{f ,298}(прод.)]- S[n·D G ° _{f ,298}(реаг.)],

где S[D G ° _{f ,298}(прод.)] – сумма энергий Гиббса образования продуктов реакции, S[D G ° _{f ,298}(реаг.)] - сумма энергий Гиббса образования реагентов.

Позволяет учесть одновременно действие энтальпийного и энтропийного факторов.

∆Gр-ции =∆Hр-ции – T∆Sр-ции

! Условием самопроизвольного протекания процессов является уменьшение энергии Гиббса в ходе реакции: ∆Gр-ции ˂ 0.

Влияние энтальпийного и энтропийного факторов.

1. ∆H < 0, ∆S > 0. ∆Gр-ции< 0
2. ∆H< 0, ∆S< 0. ∆Gр-ции< 0, если

|∆H| > |-T∆S|.

3. ∆H>0, ∆S> 0. ∆Gр-ции< 0, если

|-T∆S| >|∆H|. Реакции возможны при высоких температурах.

4. ∆H>0, ∆S< 0. Не идут ни при каких условиях. ∆Gр-ции> 0.

Химическое равновесие

Существуют обратные реакции, в которых на ряду с процессом превращения реагентов в продукты происходит обратный процесс превращения продуктов в реагенты, когда скорости прямой и обратной реакции становятся равны между собой, наступает химическое равновесие.

Растворы электролитов

Электролиты -это вещества, расплавы или растворы которых проводят электрический ток вследствие диссоциации на ионы. Электролиты также называют проводниками второго рода.

Положительно заряженные ионы – катионы (+). Отрицательно заряженные ионы – анионы (-).

Распад электролита на ионы называются электролитной диссоциацией.

К электролитам относятся соли, кислоты, основания. В этих веществах имеются ионные или ковалентные сильно полярныехимические связи.

Неэлектролиты – это вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток. К неэлектролитам относятся, например, кислород, водород, многие органические вещества (сахар, эфир, бензол и др.).в молекулах этих веществ существуют ковалентные неполярные или малополярные связи.

Гидратация – причина электролитической диссоциации электролитов в водных растворах. Гидратация – взаимодействие веществ с молекулами воды, сообразованием в результате образуются гидратированные ионы.

Различают слабую и сильную гидратацию. Слабая свойственна малозарядным ионам (катионам и анионам) с большим радиусом. Сильная характерна для многозарядных катионов с малым радиусом и проявляется в образовании двух гидратных оболочек.

В целом сильная гидратация сопровождается большими изменениями энергии Гиббса.

Сильные электролиты – это такие электролиты, которые в водных растворах полностью диссоциируют на ионы, т.е. их степень диссоциации равна 1 (100%).

К сильным электролитам относятся: соли, сильные кислоты, щелочи. Сильные электролиты в водных растворах находятся только в виде ионов.

Слабые электролиты – это такие электролиты, которые в водных растворах не полностью диссоциируют на ионы, т.е. их степень диссоциации меньше 1 (100%).

К слабым электролитам относятся слабые кислоты, слабые нерастворимые в воде основания, гидроксид аммония, вода, амфотерные электролиты (амфолиты), некоторые средние соли.

Отличия: процесс диссоциации сильных электролитов является необратимым. А диссоциация слабых электролитов – процесс обратимый (это значит, что одновременно идут два противоположных процесса: распад молекул на ионы(ионизация, диссоциация) и соединение ионов в молекулы (ассоциация)).

Для характеристики слабых электролитов применяют константу диссоциации (К_д). Вследствие того, что слабые электролиты диссоциируют на ионы не полностью, в их растворах устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами. Для слабого электролита общей формулы АnBm уравнение диссоциации имеет вид:

AnBm↔nA^m++mB^n-

Применяя закон действующих масс, запишем выражение константы равновесия:

Кр=__[А^m+]ⁿ[B^n-]^m/[AnBm]

Где [A^m+], [B^n-] – равновесные концентрации ионов A^m+ и B^n- , а [AnBm] – равновесная концентрация недиссоциированных молекул AnBm.

Константу равновесия в этом случае называют константой диссоциации (Кд), или константой ионизации.

Для слабого электролита константа диссоциации –постоянная величина при данной температуре, которая не зависит от концентрации раствора. Константа диссоциации зависит от природы электролита, природы растворителя и температуры.

Число, показывающее, какая часть молекул распалась на ионы, называется степенью электролитической диссоциации (степенью ионизации).

Степень диссоциации – отношение концентрации продиссоциировавших на ионы молекул слабого электролита к их исходной концентрации в растворе.

α=Сдис / Ср-ра

Где Сдис. – концентрация продиссоциировавших молекул; Ср-ра – исходная концентрация слабого электролита.

Закон Оствальда устанавливает взаимосвязь между константой и степенью диссоциации. Для вывода закона выразим все равновесные концентрации через степень диссоциации и исходную концентрацию. Концентрация продиссоциировавших молекул может быть выражена как произведение степени диссоциации и исходной концентрации.

МАDМ⁺ + А^– если a<< 1 (a< 0,05)

K _D = a² c ₀

[M⁺] [A^–]

K _D = –––––––––

[MA]

[M⁺] = [A^–] = a c ₀

[MA] = (1 – a) c ₀

K _D = a² c ₀ / (1 – a)

 

Вода – слабый электролит. Молекулы вода могут как отдавать, так и и присоединять катионы Н⁺. в результате взаимодействия между молекулами в воде всегда присутствует гидроксид-ионы ОН^-ии катионы водорода Н⁺.

Н₂О+ Н₂О↔Н₃О⁺+ОН^-

Упрощенное: Н₂О↔Н⁺+ОН^-

Количественно диссоциация воды описывается константой диссоциации

К=[Н⁺][ОН^-] / [Н₂О] = 10^-14

Ионное произведение воды независимо от изменения концентраций ионов остается при неизменной температуре постоянным.

Диссоциация воды усиливается с повышением температуры.

Водный показатель Ph – это отрицательный десятичный логарифм активности катионов водорода в растворе.

pH=-lnα_H+

pH – отрицательный десятичный логарифм концентрации катионов водорода в растворе.

pH=-ln[H+]

отрицательный десятичный логарифм активности гидроксид-ионов в растворе называют гидроксильным показателем:

pОH=-lgα^OH-

В нейтральных растворах pHравен семи. В кислых растворах pH меньше семи. В щелочных растворах pH больше семи.

Нейтральная среда – среда, в которой концентрация ионов водорода равна концентрации гидроксид-ионов.

Кислая среда – это среда, в которой концентрация ионов водорода больше концентрации гидроксид-ионов.

Щелочная среда – среда, в которой концентрация ионов водорода меньше концентрации гидроксид-ионов.

Пределы изменения pH водных растворов опред. растворимостью кислот и щелочей в воде и коэффицентами активности в концентрированных растворах кислот и щелочей.

Если известны значения концентрации катионов водорода и коэффицента активности, то водородный показатель можно рассчитать, пользуясь след.уравнением:

pH=-lg{f[H+]}

Качественно характер среды водных растворов электролитов определяют с помощью индикаторов.

Индикатором называются вещества, которые обратимо изменяют свой цвет в зависимости от среды растворов, т.е. pH раствора.

Буферные растворы –растворы, поддерживающие определенную концентрацию катионов водорода (pH) при разбавлении и незначительно изменяющее ее при добавлении небольших количеств сильных кислот и оснований.

Буферные растворы содержат либо слабую кислоту и ее соль, образованную сильным основанием, либо слабое основание и его соль, образованную сильной кислотой. Буферными свойствами обладают так же растворы, содержащие смеси солей слабых многоосновных кислот.

Буферный раствор	Слабый электролит	Соль слабого электролита
Ацетатный	Уксусная кислота CH3COOH	Ацетат натрия CH3COONa
Формиатный	Муравьиная кислотаHCOOH	Формиат натрияHCOONa
Аммиачный	Гидроксид аммония NH4OH	Хлорид аммония NH4CL

Добавление больших количеств сильной кислоты или щелочи приводит к потере буферных свойств раствора. Количество вещества эквивалента сильной кислоты или щелочи (моль), необходимое для смещения pH1 л буферного раствора на одну единицу, называется буферной емкостью. Разбавление раствора до определенных пределов не влияет заметно на изменение pH, но сильно влияет на буферное емкость.

Тип буферного раствора	[Н+] или [ОН-]	pH или pOH
Слабая кислота и ее соль	[Н+]= Ккисл* Скисл/Ссоли	pH=pKкисл-lg (Скисл/Ссоли)
Слабое основание и его соль	[ОН-]=Косн*Сосн/Ссоли	pOH=pKсоли-lg (Cосн/Ссоли)

Гидролиз солей.

Гидролиз солей – взаимодействие ионов соли с водой, которое приводит к образованию слабой кислоты или слабого основания.

Типы гидролиза:

а) гидролиз по аниону происходит в растворах солей, состоящих из анионов слабых кислот и катионов сильных оснований.

б) гидролиз по катиону происходит в растворах солей, состоящих из катионов слабых оснований и анионов сильных кислот.

в) гидролиз по катиону и аниону одновременно характерен для солей, которые образованы из катионов слабых оснований и анионов слабых кислот.

KNO3 (KON-сильное основание и KNO2-слабая одноосновная кислота)

KNO2 + НОН=KOH + HNO2

K⁺+NO^2-+H₂O= K⁺+OH^-+HNO2

NO^-₂ + H2O=OH^- + HNO2

______________

NH4I (NH4OH-слабое основание, HI-сильная кислота)

NH4I+HOH=NH4OH+HI

NH₄+ + H2O= NH4OH + H⁺

NH₄⁺+H2O=NH4OH + H⁺

Гидролиз протекает необратимо в том случае, когда соль образована очень слабой кислотой и очень слабым основанием.

Al2S3 + 6Н2О →2 Al(ОН)3↓+ 3Н2S↑

Fe2(CO3)3 + 3H2O → 2Fe(OH)3↓ + 3CO2↑

Константа гидролиза - Произведение двух постоянных (константы равновесия гидролиза и концентрации воды) называется константой гидролиза.

Для солей, гидролизующихся по катиону:

Для солей, гидролизующихся по аниону:

Для солей, гидролизующихся по катиону и аниону:

При расчете константы гидролиза нужно использовать константу диссоциации того слабого электролита, который на этой ступени образуется.

Степень гидролиза – это отношение концентрации соли, подвергшейся гидролизу ссоли г, к общей концентрации соли в растворе ссоли.

Величины Kг и степени гидролиза h связаны между собой отношением, аналогичным закону разбавления Оствальда:

Kг = h 2С/(1– h),

а при малых значениях h<<1: Kг = h 2С,

Отсюда степень гидролиза

Можно отметить следующие общие закономерности гидролиза солей слабых кислот и сильных оснований:

а) степень гидролиза уменьшается при увеличении концентрации раствора соли

в) степень гидролиза зависит от силы кислоты (чем меньше Ккисл, т.е. чем слабее кислота, тем в большей степени гидролизуется ее соль)

с) степень гидролиза зависит от температуры, так как в числителе подкоренного выражения стоит ионное произведение воды Кw, сильно зависящее от температуры, а константы диссоциации слабых кислот зависят от температуры в меньшей степени, чем Кw.

Строение атома.

Атом — электронейтральная микросистема, состоя­щая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.

Ядра атомов состоят из двух типов частиц (нукло­нов)— протонов и нейтронов (табл. 3.1).Линейные размеры атома ~10~⁸ см, ядра ~10^-12— 10~¹³см.Основная масса атома сосредоточена в ядре и ха­рактеризуется массовым числом А, равным сумме чисел протонов (заряду ядра) Z и нейтронов N: A = Z + N. Главной характеристикой атома является заряд ядра. Он определяет число электронов, находящихся вокруг ядра, т. е. принадлежность атома к данному виду химиче­ских элементов, и соответствует атомному номеру (в пе­риодической системе элементов Менделеева — порядко­вому номеру) элемента.Основой современной теории строения атома являют­ся законы и положения квантовой (волновой) механи­ки — раздела физики, изучающего движение микрообъ­ектов (электронов, протонов и других частиц, обладаю­щих ничтожной массой).Согласно квантовомеханическим представлениям, движущимся микрообъектам присуща двойственная.при­рода: они являются частицами, но имеют волновой ха­рактер движения, т. е. микрообъекты обладают одновре­менно корпускулярными и волновыми свойствами. Мате­матически это выражается уравнением де - Бройля, согласно которому частице, имеющей массу m и движу­щейся со скоростью v, соответствует волна длиной А,: h=mv где h — постоянная Планка; mv — импульс частицы.Из волновых свойств микрообъектов вытекает очень важный вывод, известный под названием принципа не­определенности Гейзенберга: микрочастица (так же, как и волна) не имеет од­новременно точных значений координат и импульса.Это проявляется в том, что чем точнее определяются координаты частицы, тем неопределеннее ее импульс (или связанная с ним скорость), и наоборот. Поэтому для описания движения микрочастиц используется вероятно­стный подход, т. е. определяется не их точное положение, а вероятность нахождения в той или иной области около­ядерногопространства.Состояние (в квантовой механике синоним слова «дви­жение») электрона в атоме описывается с помощью кван - товомеханической модели — электронного облака, плот­ность соответствующих участков которого пропорциона­льна вероятности нахождения там электрона. Поскольку такая вероятность существует даже на относительно боль­шом расстоянии от ядра, электронное облако не имеет определенных четких границ. Поэтому обычно под элект­ронным облаком данного электрона, характеризующего­ся волновой функцией, понимают область околоядерно- го пространства, ограниченного условной поверхностью, которая охватывает примерно 90 % электронного облака. Эта область пространства называется также орбиталью.

Главное квантовое число определяет энергетический уровень электрона в атоме. Чем больше n, тем слабее электрон связан с ядром и больше его орбиталь.

Волновая функция есть амплитуда трехмерной электронной волны, т. е. является амплитудой вероятно­сти присутствия данного электрона в данной области пространства. Другими словами, колеблется не сам элек­трон, а вероятность его обнаружения в той или иной точке пространства. Произведение представляет собой вероятность нахождения электрона в элементарном объ­еме пространства дельта V, а ф²— плотность вероятности, или электронную плотность.Главное квантовое число п определяет основной запас энергии электрона, иными словами, степень его удаления от ядра, или размер электронного облака (орбитали). Оно может принимать целочисленные значения от 1 до со.Совокупность электронных состояний, имеющих одинаковое значение главного квантового числа я, называется электронным слоем (электронной обо­лочкой) или энергетическим уровнем. Они обознача­ются цифрами 1, 2, 3, 4, 5... или соответствующими буквами К, L, М, N, О.... Наименьшее значение энергии Е соответствует п=1. Остальным квантовым состояниям отвечают более высо­кие значения энергий, и электроны, находящиеся на этих энергетических уровнях, менее прочно связаны с ядром.

Для атома водорода квантовое состояние с n= 1 со­ответствует его наименьшей энергии и называется основ­ным или нормальным: Е1= — 13,6 эВ. Состояния с п = 2, 3, 4... называются возбужденными. Энергии, соответ­ствующие им, связаны с Е выражением

Электронная обо­лочка	Энергетический уровень л	Энергетиче­ский подуро­вень	Возможные значения ^т1 ч	Число орбиталей	Максимальное число электронов
значе­ние /	тип	на поду­ровне (2/+1)		на поду­ровне (21+if	на уровне 2 я^2
К			S				2	2
L			S				2	о
			Р	— 1; +1				о
М			S
			р	—1; 0; +1
			d	-2;-1;0;+1;+2
N			s
			Р	-1; 0; +1
			d	—2; —1; 0; +1; +2
			f	—3; -2; -1; 0;
			+ 1; +2; +3

с ростом атомного номера элемента электроны размещаются последовательно на орбиталях, харак­теризуемых возрастанием суммы главного и орби­тального квантовых чисел (п-{-1); при одинаковых значениях этой суммы раньше заполняется орбиталь с меньшим значением главного квантового числа п.Последовательность заполнения энергетических под­уровней в основном соответствует следующему ряду: Is, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s,3d, 4p, 5s, 4d,5p, 6s, 4f, 5d,6p, 7s, 5f, 6d 7p При наличии однотипных орбиталей их заполнение происходит в соответствии с правилом Хунда; в. пределах энергетического подуровня электро­ны располагаются так, чтобы их суммарный спин был максимальным.Это означает, что первоначально электроны запол­няют все свободные орбитали данного подуровня по одно­му, имея при этом параллельные спины, и только потом происходит заполнение этих орбиталей вторыми электро­нами.Существует два способа составления схем распреде­ления электронов в атоме: 1) в виде формул электронных конфигураций, например для igK— Is2s²2p⁶3s3p^b4s\ где показатель степени указывает число электронов на данном подуровне, и 2) в виде квантовых ячеек (клетка, кружок или черточка) — для изображения электронной орбитали и стрелок, направление которых указывает на ориентацию спинов электронов,— для обозначения элек­тронов:

Химическая связь

Химическая связь — это взаимодействие, которое связывает отдельные атомы в молекулы, ионы, радикалы, кристаллы.Основным условием образования химической связи является понижение полной энергии Е многоатомной си­стемы по сравнению с энергией изолированных атомов, т. е. в случае образования вещества АВ из атомов А и В.Природа химической связи, согласно современным представлениям, объясняется взаимодействием электрических полей, образуемых электронами и ядрами ато­мов, которые участвуют в образовании химического соединения. Поэтому более точно химическую связь можно определить как взаимодействие атомов, обуслов­ленное перекрыванием их электронных облаков и сопро­вождающееся уменьшением полной энергии системы. В зависимости от характера распределения электрон­ной плотности между взаимодействующими атомами раз­личают три основных типа химической связи: ковалентную, ионную и металлическую.

Основными параметрами химической связи являются ее длина, прочность и валентные углы, характеризующие строение веществ, которые образованы из отдельных атомов. Длина связи — это межъядерное расстояние между химически связанными атомами.

Угол между воображаемыми прямыми, проходящими через ядра химически связанных атомов, называется углом связи или валентным углом. Важнейшей характеристикой химической связи, опре­деляющей ее прочность, является энергия связи. Коли­чественно она обычно оценивается с помощью энергии, затрачиваемой на разрыв такой связи.В случае молекулы водыдлина связи Н—О равна 0,096 нм, угол связи НОН — 104,5°, а энергия связи Ео н = 464 кДж/моль. Ковалентная связь —тип химической связи между двумя атомами, возникающей при обобществлении элект­ронов, которые принадлежат этим атомам.

1) Образование молекулы водорода Нг из отдельных атомов — один из наиболее простых примеров возникно­вения ковалентной связи. Изолированные атомы, имею­щие электроны с противоположно направленными спи­нами, при сближении притягиваются друг к другу, в результате чего их электронные облака (атомные орби­тали— АО) перекрываются с образованием общего мо­лекулярного облака (молекулярной орбитали — МО). ковалентная связь образуется двумя атомами за счет двух электронов с антипараллельными спинами, т. е. химическая связь локализована между двумя ато­мами;

2) связь располагается в том направлении, в котором возможность перекрывания электронных облаков наи­большая;

3) ковалентная связь является тем более прочной, чем более полно перекрываются электронные облака.

Способы образования ковалентной связи. Валент­ность. Так как нахождение двух электронов в поле действия двух ядер энергетически выгоднее, чем пре­бывание каждого электрона в поле своего ядра, то в образовании ковалентной связи принимают участие все одноэлектронные орбитали внешнего энергетическо­го уровня.

Водород

Водород (лат. Hydrogenium), H, химический элемент, первый по порядковому номеру в периодической системе Менделеева; атомная масса 1,0079. При обычных условиях Водород - газ; не имеет цвета, запаха и вкуса. Распространение Водорода в природе. Водород широко распространен в природе, его содержание в земной коре (литосфера и гидросфера) составляет по массе 1%, а по числу атомов 16%. Водород входит в состав самого распространенного вещества на Земле - воды (11,19% Водорода по массе), в состав соединений, слагающих угли, нефть, природные газы, глины, а также организмы животных и растений (то есть в состав белков, нуклеиновых кислот, жиров, углеводов и других). Молекула водорода состоит из двух атомов водорода, между которыми осуществляется ковалентная неполярная связь.

Физические свойства. Водород Н2— это самый легкий газ (он в 14,4 раза легче воздуха) – без цвета, вкуса и запаха. Мало растворим в воде (в 1 л воды при 20°С растворяется 18 мл Н2). При Т = — 252,8°С и атмосферном давлении переходит в жидкое состояние. Жидкий водород бесцветен.

Химические свойства. Водород реагирует с простыми веществами: металлами и неметаллами:

2Н₂ + О₂ = 2Н₂О Н₂ + S = H₂S

Н₂ + Cl₂ = 2НСl Н₂ + 2Li = 2LiH (ионный гидрид)

ЗН₂ + N₂ = 2NН₃ гидрид лития

С неметаллами водород образует ковалентные гидриды, полярность связи в которых увеличивается с увеличением электроотрицательности атома-неметалла. При этом происходит изменение кислотно-основных свойств гидридов.

В ряду SiH₄→ PH₃→ H₂S→ HCl

силан – нейтральное соединение,

фосфин проявляет слабоосновные свойства,

сероводород в водном растворе – слабая кислота,

хлороводород в водном растворе – сильная кислота.

Водород используется для получения многих металлов и неметаллов из их оксидов:

CuO + H₂ = Cu + H₂O,

Fe₃O₄ + 4H₂ = 3Fe + 4Н₂О,

SiO₂ +2C→ Si + 2CO

Реакции гидрирования органических соединений.

С₂Н₄ + Н₂ → С₂Н₆

этилен этан

Роль Водород и его соединений в химии исключительно велика. Водород обусловливает кислотные свойства так называемых протонных кислот. Водород склонен образовывать с некоторыми элементами так называемую водородную связь, оказывающую определяющее влияние на свойства многих органических и неорганических соединений. Получение Водорода. Основные виды сырья для промышленного получения Водорода - газы природные горючие, коксовый газ и газы нефтепереработки. Водород получают также из воды электролизом (в местах с дешевой электроэнергией). Важнейшими способами производства Водорода из природного газа являются каталитическое взаимодействие углеводородов, главным образом метана, с водяным паром (конверсия):

СН4 + H2О = СО + ЗН2, и неполное окисление углеводородов кислородом:

СН4 + 1/2О2 = СО + 2Н2

Образующийся оксид углерода (II) также подвергается конверсии:

СО + Н2О = СО2 + Н2.

Получение в лаборатории

CaH₂+ 2H₂O = Ca(OH)₂+ 2H₂↑

Zn + H₂SO₄(разб.)= ZnSO₄+ H₂↑

2Al + 10H₂O + 2NaOH = 2Na[Al(OH)₄(H₂O)₂] + 3H₂↑

Применение Водорода. Для синтеза неорганических веществ: аммиака, хлороводорода и др.

• Для синтеза органических веществ: спиртов, альдегидов: СО + 2Н₂ → СН₃ОН

• Для гидрогенизации твердого и тяжелого жидкого топлив, жиров и других веществ.

• В сварке и резке металлов кислородо-водородным пламенем (температура до 2800°С) и в атомно-водородной сварке (до 4000°С).

• Важное применение в атомной энергетике нашли изотопы водорода - дейтерий и тритий.

Образование водородных связей

Между молекулами воды образуются водородные связи за счет притяжения атома водорода одной молекулы к атому кислорода другой молекулы.

Ткип.= +100С

ρ(льда) меньше ρ(воды ж.)

Физические свойства воды:

жидкость без цвета и запаха,

полярный растворитель,

температура кипения 100⁰С,

Т замерзания = 0⁰С.

Химические свойства

Вода реагирует со многими металлами с выделением водорода:

2Na + 2H₂O = H₂ + 2NaOH(бурно)

2K + 2H₂O = H₂ + 2KOH(бурно)

3Fe + 4H₂O = 4H₂ + Fe₃O₄(только при нагревании)

Наиболее легко реагируют щелочные и щелочноземельные металлы I и II групп.

2. Вода реагирует как с кислотными, так и с основными оксидами (проявляет амфотерные свойства):

СаО + Н₂О → Са(ОН)₂

SO₃ + Н₂О → Н₂SO₄.

3. Многие бинарные соединения полностью гидролизуются водой:

СаН₂ + 2Н₂О → Са(ОН)₂ +2Н₂↑

Li₃N + 3Н₂О → 3LiОН + NH₃↑

СаС₂ + 2Н₂О → Са(ОН)₂ +С₂Н₂↑

4. Вода разлагается на водород и кислород при действии электрического тока:

5. Вода образует гидраты:

CuSO₄+ 5 H₂O = CuSO₄ ^. 5H₂O (медный купорос)

6. Вода вступает в реакции гидратации с органическими веществами:

СН₂ = СН₂ + НОН → СН₃ – СН₂ОН

этилен этанол

Элементы IА - подгруппы

литии Li, натрий Na, калий K, рубидий, цезий и франций-выделяются среди элементов других А-подгрупп наибольшим сходством физических и химических свойств. Их объединяют под. общин названим щелочные металлы, так как их гидроксиды - сильные, хорошо растворимые основания-щелочи.

Щелочные металлы – сильне восстановители. Все химические реакции с их участием сводятся к окислению атомов, сопровождающемуся потерей единственного валентного электрона и образованием однозарядного катиона:

М-е-=М+

Для химического поведения соединений щелочных металлов характерно следущее: основне изменения происходят не с катіонами щелочных мелаллов, а с анионами природа которых определяет продукты реакций; катионы щелочных металлов, не изменяя, переходять либо из одной кристаллической решетки в другую, либо из кристаллической решетки в раствор и при этом подвергается гидратации.

Большинство бинарных соединений щелочных металлов можно получить прямым синтезом из простых веществ.

Гидриды. При высоких температурах щелочные металлы взаимодействуют с водородом с образованием ионных гидридов:

2Li+H2=2LiH

Галогениды. Все щелочные металлы взаимодействуют с галогенами с образованием ионных галогенидов (фторидов, хлоридов, бромидов и иодидов):

2Na+Г2= 2NaГ

Оксиды. При сжигании на воздухе только литии образует нормальный оксид лития:

4Li+O2=2Li2O

При горении натрия на воздухе образуется преимущественно пероксид натрия:

2Na+O2=Na2O2

Сульфиды, селениды, теллуриды. Щелочные металлы взаимодействуют с серой, селеном и теллуром, образуя соответственно сульфиды M2S, селениды M2Se и теллуридыM2Te.

Нитриды. с молекулярным азотом при нормальных условиях взаимодействует только литий с образованием нитрида лития:

6 Li+N2=2Li3N

Фосфиды. При взаимодействии с фосфором образуютсяфосфиды. Фосфидыщелочныхметалловсгорают в кислороде с образованиемоксидасоответствующегометалла и оксидафосфора.

Карбиды. Литий и натрии при нагреванииреагирует с углеродом с образованиемкарбидов состава M2C2, которые называют ацетиленидами.

Гидроксиды металлов IА - подгруппы представляют собой бесцветные кристаллические вещества. Это сильные, хорошо растворимые в воде основания. Их сила возрастает от LiOHк CrOHс увеличением радиуса катиона.

Большинство солей щелочных металлов хорошо растворимо в воде. Можно отметить некоторые закономерности изменения растворимости солей щелочных металлов, которые определяются разностью энергии кристаллической решетки и энергии гидратации катионов щелочных металлов. Известно, что растворение солей происходит в том случае, если энергия, затрачиваемая на разрушение кристаллической соли, конпенсируется энергтей гидратации образующихся при растворении катионов и анионов. В солях с одинаковым анионом энергия кристаллической решетки убывает по абсолютному значению по мере роста ионного радиуса катиона, другими словами, энергия кристаллической решетки максимальна для одноименных солей лития.

Кислые соли. Для щелочных металлов характерно образование кислых солей (гидрокарбонатов МHCO3,гидросульфитов MHSO3, гидросульфатов M2HPO4.

Калийные удобрения.

KNO₃ (калийная селитра) – калийное удобрение,

К₂СО₃(поташ) в составе золы используется для производства моющих средств, стекла, в качестве калийного удобрения.

К₂SO₄ используют в текстильной и кожевенной промышленности, получение моющих средств

Элементы II А- подгруппы

берилий, магний, кальций, стронций, барий и радии- металлы. Наибольшие отличия в химических свойствах от остальных элементов подгруппы проявляет элемент второго периода-берилии. Для берилия характерно образование соединении с ковалентными связями, тогда как другие элементы IIА- подгруппы образуют соединения с преобладанием ионного характера связи. Кальции, стронции, барии и радии часто обьединяют под общим названием щелочно-земельные металлы. Их назвали так потому, что оксиды этих металлов по химическим свойтсвам занимают промежуточное положение ме жду оксидами щелочных металлов и оксидами, которые раньше называли землями, например Al2O3.

Особенности свойств бериллия заключаются в его амфотерности, то есть способности растворяться как в кислотах, так и в щелочах.

Взаимодействие с кислотами:

• Ве + 2НСl → ВеСl₂ + Н₂↑

Взаимодействие со щелочами:

Ве +2 КОН +2 Н₂О → К₂[Ве(ОН)₄] +2Н₂↑ тетрагидроксобериллат калия

Разновидности берилла- драгоценные камни: изумруд, аквамарин, гериодор. Бериллий- хрупкии твердый металл светло- серого цвета. При хранении на воздухе он покрывается плотной оксидной пленкой, предотвращающей дальнейшее окисление и взаимодействие с водой.

Гидрид. Гидрид бериллия- полимер с трехцентровыми связями Be-H-Be, аналогичными связями в диборане. При взаимодействии с водой гидрид бериллия раз