Примеры решения задач. Классы неорганических соединений

Классы неорганических соединений

Основные классы неорганических соединений - оксиды, гидроксиды (кислоты и основания) и соли. Между классами неорганических соединений существует взаимосвязь: из веществ одного класса можно получить вещества другого класса. Такую связь называют генетической.

Генетическую связь между классами неорганических соединений, т.е. возможность их взаимных переходов, можно выразить схемой:

Металл → Основной оксид → Основание → Соль

Металл → Амфотерный оксид → Амфотерный гидроксид → Соль

Неметалл → Кислотный оксид → Кислота → Соль

Рассмотрим наиболее сложные вопросы этой темы: свойство амфотерность и один из классов неорганических соединений – соли.

Амфотерность гидроксидов и оксидов – способность некоторых плохо растворимых гидроксидов или оксидов металлов проявлять кислотные или основные свойства в зависимости от природы партнера по реакции в кислотно-основном взаимодействии. Амфотерные оксиды и гидроксиды могут взаимодействовать как с кислотами (подобно основаниям), так и со щелочами (подобно кислотам), образуя в том и в другом случае соли. В реакциях: Zn(OH)₂ + H₂SO₄ = ZnSO₄ + 2H₂O

ZnO + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂O

Zn(OH)₂ и ZnO, реагируя с кислотой, проявляют основные свойства. А в реакциях:

Zn(OH)₂ + 2NaOH = Na₂Zn0₂ + 2H₂O

(H₂Zn0₂) цинкат натрия

ZnO + 2NaOH = Na₂Zn0₂ + H₂O

Zn(OH)₂ и ZnO проявляют кислотные свойства.

К амфотерным гидроксидам относятся Ве(ОН)₂, А1(ОН)₃, Zn(OH)₂, Sn(OH)₂, Pb(OH)₂, а также гидроксиды d - металлов в их промежуточных степенях окисления.

Соль – это продукт взаимодействия основания и кислоты. Все соли делят на три группы: средние (или нормальные), кислые и основные.

Средние (или нормальные) соли – это продукты полного замещения атомов водорода кислоты на атомы металла: H₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 2Н₂О.

Na₂SO₄ – сульфат натрия – средняя соль, так как она получена в результате полного замещения ионов Н⁺ серной кислоты на катионы Na⁺.

Кислые соли – это продукты неполного замещения атомов водорода кислоты на атомы металла: H₂SO₄ + NaOH = NaHSO₄ + Н₂О.

NaHSO₄ – гидросульфат натрия (гидро - атом водорода) – кислая соль, так как в ее состав входит сложный анион HSO₄ ^– (гидросульфат), т.е. один ион водорода H₂SO₄ не замещен на ион Na⁺. Кислые соли образуются, если основания взято меньше, чем требуется для полной нейтрализации кислоты. Кислые соли образуют многоосновные кислоты (основность кислоты определяется числом атомов водорода). Одноосновные кислоты кислых солей не образуют. Кислые соли также могут быть получены при взаимодействии избытка кислоты со средними солями: Na₂SO₄ + H₂SO₄ = 2NaHSO₄.

Основные соли – продукт неполного замещения гидроксильных групп основания кислотными остатками: Cu(OH)₂ + HC1 = (СиОН)С1 + Н₂О.

(CuOH)Cl – гидроксохлорид меди (гидроксо-группа ОН^–) – основная соль, так как содержит сложный катион (CuOH)⁺ с одной незамещенной группой ОН^– в Cu(ОН)₂ на хлорид-ион Cl^–. Основные соли получаются, когда взятого количества кислоты недостаточно для образования средней соли. Основные соли образуют многокислотные основания (кислотность основания определяется числом ОН^– – групп). Однокислотные основания основных солей не образуют. Основные соли получают при добавлении небольших количеств щелочей к растворам средних солей металлов, имеющих малорастворимые основания, например:

А1С1₃ + 2NaOH = [AI(OH)₂] Cl + 2NaCl

Пример 1. Докажите, что оксид свинца (II) имеет амфотерный характер.

Р е ш е н и е. Для доказательства амфотерного характера любого оксида (или гидроксида) необходимо привести уравнения химических реакций, в которых эти соединения проявляют основные и кислотные свойства.

1) Основные свойства оксида свинца (II) можно проиллюстрировать на примере взаимодействия РbО с веществами, имеющими кислотный характер, т.е. с кислотой и кислотным оксидом: РbО + 2НNO₃ = Pb(NO₃)₂ + Н₂О

PbO + SiO₂ = PbSiO₃

В приведенных реакциях РЬО проявляет свойства основного оксида, так как реагирует с кислотой и кислотным оксидом и образует соли, в состав которых свинец входит в виде катиона Pb^{2 +} .

2) Кислотные свойства оксида свинца (II) можно продемонстрировать с помощью реакций взаимодействия РbО со щелочами и с основными оксидами:

РbО + 2NaOH = Na₂PbO₂ + Н₂О – в расплаве

РbО + Na₂O = Na₂PbO₂ – в расплаве

РbО + 2NaOH + Н₂О = Na₂ [Pb(OH)₄] – в растворе

В этих реакциях РbО выступает в роли кислотного оксида и образует соли, в состав которых свинец входит в виде аниона РbО₂^2- или комплексного иона [Рb(ОН)₄]^2-.

Таким образом, РbО является амфотерным оксидом, так как он проявляет и основные, и кислотные свойства.

Пример 2. Напишите уравнения всех возможных реакций между следующими веществами, взятыми попарно: оксид калия, оксид фосфора (V), гидроксид натрия, серная кислота, гидросульфат натрия, гидроксид бериллия.

Р е ш е н и е. 1) Устанавливаем принадлежность каждого из этих веществ к определенному классу неорганических соединений: К₂О – основный оксид, Р₂О₅ – кислотный оксид, NaOH – основание (щелочь), H₂SO₄ – кислота, NaHSO₄ – кислая соль, Ве(ОН)₂ – амфотерный гидроксид.

2) Используя сведения о химических свойствах оксидов, гидроксидов и солей, напишем уравнения реакций между представителями этих классов соединений.

Основный оксид К₂О может взаимодействовать с кислотным оксидом, кислотой и амфотерным гидроксидом: 3К₂О + 2Р₂О₅ = 2К₃РО₄

К₂О + H₂SO₄ = K₂SO₄ + Н₂О

К₂О + Ве(ОН)₂ = К₂ВеО₂ + Н₂О

(Н₂ВеО₂)

Кислотный оксид Р₂О₅ может взаимодействовать с основным оксидом, основанием и амфотерным гидроксидом:

Р₂О₅ + ЗК₂О = 2К₃РО₄

Р₂О₅+ 6NaOH = 2Na₃PO₄ + 3Н₂О

Р₂О₅ + ЗВе(ОН)₂ = Ве₃(РО₄)₂ + 3Н₂О

Основный гидроксид NaOH реагирует с кислотным оксидом, кислотой, амфотерным гидроксидом и кислой солью:

6NaOH + Р₂О₅ = 2Na₃PO₄ + ЗН₂О

2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2Н₂О

2NaOH + Ве(ОН)₂ = Na₂BeО₂ + 2H₂O

(H₂BeО₂)

NaOH + NaHSO₄ = Na₂SO₄ + H₂O

Амфотерный гидроксид Ве(ОН)₂ (или H₂BeО₂) реагирует с основным оксидом, основанием, кислотным оксидом и кислотой:

H₂BeО₂ + К₂О = К₂ВеО₂ + Н₂О

H₂BeО₂ + 2NaOH = Na₂BeО₂ + 2H₂O

Амфотерный гидроксид Ве(ОН)₂ при взаимодействии с основным оксидом и щелочью проявляет свойства кислоты H₂BeО₂:

3Ве(ОН)₂ + Р₂О₅ = Ве₃(РО₄)₂ + ЗН₂О

Ве(ОН)₂ + H₂SO₄ = BeSO₄ + 2Н₂О

Амфотерный гидроксид Ве(ОН)₂ при взаимодействии с кислотным оксидом и кислотой проявляет основные свойства.

Кислая соль NaHSO₄ реагирует с основным оксидом и основанием:

2NaHSO₄ + К₂О = Na₂SO₄ + K₂SO₄ + Н₂О

NaHSO₄ + NaOH = Na₂SO₄ + H₂O

Следовательно, из всех приведенных веществ попарно не взаимодействуют только К₂О и NaOH, поскольку основные оксиды не вступают в реакции с основаниями.

Пример 3. Объясните закономерность в изменении кислотно-основных свойств гидроксидов элементов третьего периода Периодической системы
Д.И. Менделеева в их высших степенях окисления.

Р е ш е н и е. 1) Введем понятие «гидроксиды». Гидроксиды – это сложные вещества, в состав которых входит гидроксильная группа ОН^–. Условно класс гидроксидов можно описать с помощью общей формулы Э−О−Н (Э – химический элемент).

2) Гидроксиды делят на три группы: основные, кислотные и амфотерные. Рассмотрим, как определяется принадлежность гидроксидов к кислотам, основаниям или амфотерным гидроксидам. Принадлежность гидроксида к классу кислот или оснований определяется местом разрыва химических связей в Э−О−Н. Если разрывается связь О−Н (Э −О ↓−Н → Н⁺ + ЭО^-), то такой гидроксид относится к классу кислот, поскольку при разрыве связи образуется ион H⁺ – носитель кислотных свойств. Если разрывается связь Э −О (Э ↓−О−Н → Э⁺ + ОН^–), то гидроксид относится к классу оснований, так как образуется ион ОН^– – носитель основных свойств. Если же, в зависимости от среды, разрываются обе связи Э−О и О−Н, то такие гидроксиды проявляют двойственность свойств и называются амфотерными.

3) Место разрыва химической связи в гидроксиде Э−О−Н зависит от положения элемента в Периодической системе, что и определяет относительную прочность связи между Э−О и О−Н. Силы притяжения между противоположно заряженными частицами тем значительнее, чем больше заряд каждой из них и меньше радиус.

4) Записываем формулы гидроксидов элементов третьего периода Периодической системы в их высших степенях окисления (высшая степень окисления атома элемента соответствует номеру группы):

+ +2 +3 +4 +5 +6 +7

NaOH — Mg(OH)₂ — А1(ОН)₃ — H₂SiО₃ — HNO₃ — H₂SO₄ — НС1О₄

5) Сравниваем относительную прочность связей Э−O и О−Н у высших гидроксидов третьего периода, учитывая, что при переходе от Na к CI наблюдается уменьшение радиуса атома. Благодаря своим малым размерам ион водорода Н⁺ в NaOH и Mg(OH)₂ сильнее взаимодействует с кислородом, чем ион металла. Вследствие этого менее прочными оказываются связи Na−О и Mg−О, поэтому NaOH и Mg(OH)₂ являются основаниями. В результате дальнейшего увеличения заряда и уменьшения радиуса атома при переходе к А1 связи А1−О и О−Н становятся близки по прочности, и А1(ОН)₃ является типичным амфотерным гидроксидом. Наконец, у последних четырех соединений вследствие еще большего увеличения заряда и уменьшения радиуса атомов заметно увеличивается прочность связи Э−О и уменьшается прочность связи О−Н, поэтому гидроксиды H₂SiO₃, HNO₃, H₂SO₄ и НСlO₄ являются кислотами.

1.5. Элементы химической термодинамики и термохимии

Химическая термодинамика – это часть термодинамики, рассматривающая превращения энергии и работы при химических реакциях. Термохимия – раздел химической термодинамики в приложении к тепловым эффектам химических реакций.

Тепловой эффект химической реакции – это количество теплоты, которое выделяется или поглощается при реакции. При этом происходит изменении внутренней энергии системы (U) – суммы кинетической и потенциальной энергий всех частиц, составляющих систему: ∆U = U₂ – U₁ (U₁ – начальное состояние системы, U₂ – конечное состояние системы).

В соответствии с первым законом термодинамики (законом сохранения энергии) изменение внутренней энергии закрытой системы определяется количеством теплоты Q, полученной системой из окружающей среды, и работой A, произведенной системой над окружающей средой:

∆U = Q – A, (1)

где A = P ∆V – механическая работа расширения.

Для изобарных процессов (Р = const, ∆V ≠ 0) в термодинамике вводится новая функция энтальпия H = U + PV и Q определяется как изменение энтальпии
∆H = H₂ – H₁:

Q_P = ∆H, (2)

где ∆H – тепловой эффект химической реакции при P = const.

Реакции, протекающие с выделением теплоты, называются экзотермическими. В экзотермических реакциях внутренняя энергия и энтальпия системы уменьшаются, ∆H < 0. Реакции, протекающие с поглощением теплоты, называются эндотермическими. В эндотермических реакциях внутренняя энергия и энтальпия системы увеличиваются, ∆H > 0.

В основе термохимических расчетов лежит закон Гесса: тепловой эффект химической реакции зависит только от природы и физического состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути реакции, т.е. числа промежуточных стадий. Закон Гесса констатирует тот факт, что U и H являются функциями состояния системы, т.е. их изменение (∆U и ∆H) зависит только от начального и конечного состояния системы.

Следствие из закона Гесса:

Тепловой эффект химической реакции равен разности между суммой энтальпий образования продуктов реакции и суммой энтальпий образования исходных веществ:

∆H⁰₂₉₈ = ∑ν ∆H⁰_{f, 298} – ∑ν′ ∆H⁰_{f, 298}, (3)

продукты исходные

реакции вещества

(конечное состояние (начальное состояние

системы) системы)

где ν и ν′ - стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции;

∆H⁰_f,298 – стандартная энтальпия образования вещества, кДж/моль.

Стандартная энтальпия образования вещества (∆H⁰_f,298) – это тепловой эффект образования одного моля данного вещества из простых веществ в стандартных условиях (Т = 298К, Р = 1 атм.). Значения ∆H⁰_{f, 298} приводятся в справочной литературе (см. табл. 2). Для простых веществ ∆H⁰_{f, 298} = 0.

Наблюдения показывают, что самопроизвольно, т.е. без затраты работы извне, могут идти как экзотермические, так и эндотермические реакции, если последние сопровождаются увеличением неупорядоченности системы (например, реакции, в которых из твердых веществ образуются газообразные вещества).

Степень неупорядоченности системы выражается термодинамической величиной – энтропией S. Чем выше неупорядоченность системы, тем больше ее энтропия. S также, как U и H, является функцией состояния системы. Для вычисления изменения энтропии (∆S =S₂ – S₁) в химических реакциях используют следствие из закона Гесса:

∆S⁰₂₉₈ = ∑ν ∙S⁰ ₂₉₈ - ∑ν′ ∙ S⁰ ₂₉₈ , (4)

продукты исходные

реакции вещества

где ∆S⁰₂₉₈ – изменение энтропии реакции при стандартных условиях, Дж/моль;

ν и ν′ – стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции;

S⁰ ₂₉₈ – стандартная энтропия вещества, Дж/моль∙К.

Известны абсолютные значения энтропии веществ, они приводятся в справочной литературе (см. табл. 2).

Термодинамическая величина, связанная с энтальпией и энтропией, называется энергией Гиббса (изобарно-изотермическим потенциалом) и обозначается буквой G:
G = H – T∙S. В изобарно-изотермических условиях

∆G = ∆H – T×∆S (5)

Величина ∆G является критерием направления и предела самопроизвольного протекания химических реакций в закрытых системах при Р,Т= const: ∆G ≤ 0.

Если ∆G < 0, то реакция протекает самопроизвольно в прямом направлении (ему отвечает убыль энергии G₂ < G₁); если ∆G > 0, то самопроизвольно протекает обратная реакция (G₂ > G₁); если ∆G = 0, то система находится в состоянии равновесия, при котором G = G_min. Так как G является функцией состояния системы, то для стандартных условий изменение энергии Гиббса химической реакции ∆ G⁰₂₉₈ рассчитывается следующим образом:

∆ G⁰₂₉₈ = ∑ν ∙ ∆G⁰_{f, 298} – ∑ν′ ∆G⁰_{f, 298} , (6)

продукты исходные

реакции вещества

где ν и ν′ - стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции;

∆G⁰_{f, 298} – стандартная энергия Гиббса образования вещества, кДж/моль.

Стандартная энергия Гиббса образования вещества (∆G⁰_{f, 298}) – это изменение энергии Гиббса при реакции образования одного моля вещества из простых веществ при стандартных условиях. Значения ∆G⁰_f,298 – это справочные данные, для простых веществ ∆G⁰_{f, 298} = 0 (см. табл. 2). Для расчета ∆ G при температуре, отличающейся от стандартной (Т ≠ 298К), используется соотношение:

∆G_Т = ∆H⁰₂₉₈ – T×∆S⁰₂₉₈, (7)

где ∆H⁰₂₉₈ – тепловой эффект химической реакции при стандартных условиях, энтальпийный фактор; ∆S⁰₂₉₈ – изменение энтропии химической реакции при стандартных условиях; T∆S⁰₂₉₈ – энтропийный фактор.

Знак и величина ∆ G, а, следовательно, и возможность самопроизвольного протекания процесса при заданных температуре и давлении зависят от соотношения энтальпийного и энтропийного факторов.

Дата добавления: 2014-11-07