Основания (гидроксиды) – сложные вещества, молекулы которых в своём составе имеют одну или несколько гидрокси-групп OH. Чаще всего основания состоят из атома металла и группы OH. Например, NaOH – гидроксид натрия, Ca(OH) 2 – гидроксид кальция и др.
Существует основание – гидроксид аммония, в котором гидрокси-группа присоединена не к металлу, а к иону NH 4 + (катиону аммония). Гидроксид аммония образуется при растворении аммиака в воде (реакции присоединения воды к аммиаку):
NH 3 + H 2 O = NH 4 OH (гидроксид аммония).
Валентность гирокси-группы – 1. Число гидроксильных групп в молекуле основания зависит от валентности металла и равно ей. Например, NaOH, LiOH, Al (OH) 3 , Ca(OH) 2 , Fe(OH) 3 и т.д.
Все основания – твёрдые вещества, которые имеют различную окраску. Некоторые основания хорошо растворимы в воде (NaOH, KOH и др.). Однако большинство из них в воде не растворяются.
Растворимые в воде основания называются щелочами. Растворы щелочей «мыльные», скользкие на ощупь и довольно едкие. К щелочам относят гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2 , Sr(OH) 2 , Ba(OH) 2 и др.). Остальные являются нерастворимыми.
Нерастворимые основания – это амфотерные гидроксиды, которые при взаимодействии с кислотами выступают как основания, а со щёлочью ведут себя, как кислоты.
Разные основания отличаются разной способностью отщеплять гидрокси-группы, поэтому признаку они делятся на сильные и слабые основания.
Сильные основания в водных растворах легко отдают свои гидрокси-группы, а слабые – нет.
Химические свойства оснований
Химические свойства оснований характеризуются отношением их к кислотам, ангидридам кислот и солям.
1. Действуют на индикаторы . Индикаторы меняют свою окраску в зависимости от взаимодействия с разными химическими веществами. В нейтральных растворах – они имеют одну окраску, в растворах кислот – другую. При взаимодействии с основаниями они меняют свою окраску: индикатор метиловый оранжевый окрашивается в жёлтый цвет, индикатор лакмус – в синий цвет, а фенолфталеин становится цвета фуксии.
2. Взаимодействуют с кислотными оксидами с образованием соли и воды:
2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.
3. Вступают в реакцию с кислотами, образуя соль и воду. Реакция взаимодействия основания с кислотой называется реакцией нейтрализации, так как после её окончания среда становится нейтральной:
2KOH + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2H 2 O.
4. Реагируют с солями, образуя новые соль и основание:
2NaOH + CuSO 4 → Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4.
5. Способны при нагревании разлагаться на воду и основной оксид:
Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O.
Остались вопросы? Хотите знать больше об основаниях?
Чтобы получить помощь репетитора – зарегистрируйтесь .
Первый урок – бесплатно!
сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.
Химические свойства основных классов неорганических соединений
Кислотные оксиды
- Кислотный оксид + вода = кислота (исключение - SiO 2)
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
Cl 2 O 7 + H 2 O = 2HClO 4 - Кислотный оксид + щелочь = соль + вода
SO 2 + 2NaOH = Na 2 SO 3 + H 2 O
P 2 O 5 + 6KOH = 2K 3 PO 4 + 3H 2 O - Кислотный оксид + основный оксид = соль
CO 2 + BaO = BaCO 3
SiO 2 + K 2 O = K 2 SiO 3Основные оксиды
- Основный оксид + вода = щелочь (в реакцию вступают оксиды щелочных и щелочноземельных металлов)
CaO + H 2 O = Ca(OH) 2
Na 2 O + H 2 O = 2NaOH - Основный оксид + кислота = соль + вода
CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O
3K 2 O + 2H 3 PO 4 = 2K 3 PO 4 + 3H 2 O - Основный оксид + кислотный оксид = соль
MgO + CO 2 = MgCO 3
Na 2 O + N 2 O 5 = 2NaNO 3Амфотерные оксиды
- Амфотерный оксид + кислота = соль + вода
Al 2 O 3 + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2 O
ZnO + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 O - Амфотерный оксид + щелочь = соль (+ вода)
ZnO + 2KOH = K 2 ZnO 2 + H 2 O (Правильнее: ZnO + 2KOH + H 2 O = K 2 )
Al 2 O 3 + 2NaOH = 2NaAlO 2 + H 2 O (Правильнее: Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na) - Амфотерный оксид + кислотный оксид = соль
ZnO + CO 2 = ZnCO 3 - Амфотерный оксид + основный оксид = соль (при сплавлении)
ZnO + Na 2 O = Na 2 ZnO 2
Al 2 O 3 + K 2 O = 2KAlO 2
Cr 2 O 3 + CaO = Ca(CrO 2) 2Кислоты
- Кислота + основный оксид = соль + вода
2HNO 3 + CuO = Cu(NO 3) 2 + H 2 O
3H 2 SO 4 + Fe 2 O 3 = Fe 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O - Кислота + амфотерный оксид = соль + вода
3H 2 SO 4 + Cr 2 O 3 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O
2HBr + ZnO = ZnBr 2 + H 2 O - Кислота + основание = соль + вода
H 2 SiO 3 + 2KOH = K 2 SiO 3 + 2H 2 O
2HBr + Ni(OH) 2 = NiBr 2 + 2H 2 O - Кислота + амфотерный гидроксид = соль + вода
3HCl + Cr(OH) 3 = CrCl 3 + 3H 2 O
2HNO 3 + Zn(OH) 2 = Zn(NO 3) 2 + 2H 2 O - Сильная кислота + соль слабой кислоты = слабая кислота + соль сильной кислоты
2HBr + CaCO 3 = CaBr 2 + H 2 O + CO 2
H 2 S + K 2 SiO 3 = K 2 S + H 2 SiO 3 - Кислота + металл (находящийся в ряду напряжений левее водорода) = соль + водород
2HCl + Zn = ZnCl 2 + H 2
H 2 SO 4 (разб.) + Fe = FeSO 4 + H 2
Важно: кислоты-окислители (HNO 3 , конц. H 2 SO 4) реагируют с металлами по-другому.
Амфотерные гидроксиды
- Амфотерный гидроксид + кислота = соль + вода
2Al(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O
Be(OH) 2 + 2HCl = BeCl 2 + 2H 2 O - Амфотерный гидроксид + щелочь = соль + вода (при сплавлении)
Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O
Al(OH) 3 + NaOH = NaAlO 2 + 2H 2 O - Амфотерный гидроксид + щелочь = соль (в водном растворе)
Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2
Sn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2
Be(OH) 2 + 2NaOH = Na 2
Al(OH) 3 + NaOH = Na
Cr(OH) 3 + 3NaOH = Na 3Щелочи
- Щелочь + кислотный оксид = соль + вода
Ba(OH) 2 + N 2 O 5 = Ba(NO 3) 2 + H 2 O
2NaOH + CO 2 = Na 2 СO 3 + H 2 O - Щелочь + кислота = соль + вода
3KOH + H 3 PO 4 = K 3 PO 4 + 3H 2 O
Bа(OH) 2 + 2HNO 3 = Ba(NO 3) 2 + 2H 2 O - Щелочь + амфотерный оксид = соль + вода
2NaOH + ZnO = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (Правильнее: 2NaOH + ZnO + H 2 O = Na 2 ) - Щелочь + амфотерный гидроксид = соль (в водном растворе)
2NaOH + Zn(OH) 2 = Na 2
NaOH + Al(OH) 3 = Na - Щелочь + растворимая соль = нерастворимое основание + соль
Ca(OH) 2 + Cu(NO 3) 2 = Cu(OH) 2 + Ca(NO 3) 2
3KOH + FeCl 3 = Fe(OH) 3 + 3KCl - Щелочь + металл (Al, Zn) + вода = соль + водород
2NaOH + Zn + 2H 2 O = Na 2 + H 2
2KOH + 2Al + 6H 2 O = 2K + 3H 2Соли
- Соль слабой кислоты + сильная кислота = соль сильной кислоты + слабая кислота
Na 2 SiO 3 + 2HNO 3 = 2NaNO 3 + H 2 SiO 3
BaCO 3 + 2HCl = BaCl 2 + H 2 O + CO 2 (H 2 CO 3) - Растворимая соль + растворимая соль = нерастворимая соль + соль
Pb(NO 3) 2 + K 2 S = PbS + 2KNO 3
СaCl 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 + 2NaCl - Растворимая соль + щелочь = соль + нерастворимое основание
Cu(NO 3) 2 + 2NaOH = 2NaNO 3 + Cu(OH) 2
2FeCl 3 + 3Ba(OH) 2 = 3BaCl 2 + 2Fe(OH) 3 - Растворимая соль металла (*) + металл (**) = соль металла (**) + металл (*)
Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu
Cu + 2AgNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2Ag
Важно: 1) металл (**) должен находиться в ряду напряжений левее металла (*), 2) металл (**) НЕ должен реагировать с водой.Возможно, вам также будут интересны другие разделы справочника по химии:
- Соль слабой кислоты + сильная кислота = соль сильной кислоты + слабая кислота
- Щелочь + кислотный оксид = соль + вода
- Кислота + основный оксид = соль + вода
- Амфотерный оксид + кислота = соль + вода
- Основный оксид + вода = щелочь (в реакцию вступают оксиды щелочных и щелочноземельных металлов)
2NaOH + Zn + 2H 2 O = Na 2 + H 2
2KOH + 2Al + 6H 2 O = 2K + 3H 2
Соли
1. Соль слабой кислоты + сильная кислота = соль сильной кислоты + слабая кислота
Na 2 SiO 3 + 2HNO 3 = 2NaNO 3 + H 2 SiO 3
BaCO 3 + 2HCl = BaCl 2 + H 2 O + CO 2 (H 2 CO 3)
2. Растворимая соль + растворимая соль = нерастворимая соль + соль
Pb(NO 3) 2 + K 2 S = PbS + 2KNO 3
СaCl 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 + 2NaCl
3. Растворимая соль + щелочь = соль + нерастворимое основание
Cu(NO 3) 2 + 2NaOH = 2NaNO 3 + Cu(OH) 2
2FeCl 3 + 3Ba(OH) 2 = 3BaCl 2 + 2Fe(OH) 3
4. Растворимая соль металла (*) + металл (**) = соль металла (**) + металл (*)
Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu
Cu + 2AgNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2Ag
Важно: 1) металл (**) должен находиться в ряду напряжений левее металла (*), 2) металл (**) НЕ должен реагировать с водой.
Пример 1 Гидроксид цинка может реагировать с каждым веществом в паре:
1) сульфат кальция, оксид серы (VI);
2) гидроксид натрия (р-р), соляная кислота;
3) вода, хлорид натрия;
4) сульфат бария, гидроксид железа (III).
Решение - 2) Гидроксид цинка - амфотерный. Он реагирует как с кислотами, так и со щелочами.
Пример 2 Раствор сульфата меди(II) реагирует с каждым из двух веществ:
1) HCl и H 2 SiO 3 ;
2) H 2 O и Cu(OH) 2 ;
3) O 2 и HNO 3 ;
4) NaOH и BaCl 2 .
Решение - 4) В растворах реакция протекает, если выполняются условия: выпадает осадок, выделяется газ, образуется малодиссоциирующее вещество, например, вода.
Пример 3 Схема превращений Э -> Э 2 О 3 -> Э(ОН) 3 соответствует генетическому ряду:
1) натрий -> оксид натрия -> гидроксид натрия;
2) алюминий -> оксид алюминия -> гидроксид алюминия;
3) кальций -> оксид кальция -> гидроксид кальция;
4) азот -> оксид азота(V) -> азотная кислота.
Решение - 2) По схеме можно выяснить, что элементом является трёхвалентный металл, который образует соответствующие оксид и гидроксид.
Пример 4 Как осуществить следующие превращения:
Ca → Ca(OH) 2 → CaCO 3 → CaO → CaSO 4 → CaCl 2 → Ca ?
Решение:
Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2
Ca(OH) 2 + H 2 CO 3 = CaCO 3 + 2H 2 O
CaCO 3 == t CaO + CO 2
CaO + SO 3 = CaSO 4
CaSO 4 + BaCl 2 = CaCl 2 + BaSO 4
CaCl 2 + Ba = BaCl 2 + Ca
Задания по теме 5
161- 170. Подтвердите уравнениями реакций в молекулярном и ионном виде кислотные свойства оксидов. Назовите полученные вещества.
181-190. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения веществ:
| № | Схема превращений |
| Калий→гидроксид калия →карбонат калия→нитрат калия→сульфат калия | |
| Цинк→хлорид цинка→гидроксид цинка→оксид цинка→нитрат цинка | |
| Медь(II)→оксид меди→сульфат меди→гидроксид меди →оксид меди→хлорид меди | |
| Углерод→углекислый газ→карбонат натрия→карбонат кальция→углекислый газ | |
| Водород→вода→гидроксид натрия→карбонат натрия→нитрат натрия | |
| Сера→сероводород→сульфид натрия→сульфид железа(II)→сероводород | |
| Натрий→гидроксид натрия→сульфид натрия→хлорид натрия→сульфат натрия | |
| Магний→сульфат магния→гидроксид магния→оксид магния→хлорид магния | |
| Свинец→оксид свинца(II)→нитрат свинца→гидроксид свинца→оксид свинца→сульфат свинца | |
| Сера→сероводород→сульфид калия→хлорид калия→соляная кислота | |
| Кальций→гидроксид кальция→карбонат кальция→нитрат кальция→азотная кислота | |
| Алюминий→сульфат алюминия→гидроксид алюминия→оксид алюминия →нитрат алюминия | |
| Сера→оксид серы(IV)→сернистая кислота→сульфит натрия→сернистая кислота | |
| Кислород→оксид алюминия→сульфат алюминия→гидроксид алюминия →метаалюминат натрия | |
| Алюминий→хлорид алюминия→нитрат алюминия→гидроксид алюминия →сульфат алюминия | |
| Медь→хлорид меди(II)→медь→оксид меди(II)→нитрат меди | |
| Железо→хлорид железа(II)→гидроксид железа(II)→ сульфат железа(II)→железо | |
| Железо→хлорид железа(III)→нитрат железа(III)→сульфат железа(III)→железо | |
| Алюминий→нитрат алюминия→гидроксид алюминия→оксид алюминия →алюминат натрия→сульфат алюминия | |
| Цинк→тетрагидроксоцинкат натрия→нитрат цинка→гидроксид цинка→оксид цинка→цинкат калия |
Химические реакции.
Одним из типов взаимодействия атомов, молекул и ионов являются реакции, в которых одни реагенты отдают, а другие-приобретают электроны . В ходе таких реакций, называемых окислительно-восстановительными , атомы одного или нескольких элементов изменяют свою степень окисления .
Под степенью окисления понимают условный заряд, который возник бы на данном атоме, если считать, что все связи в частице (молекуле, сложном ионе) - ионные . При этом полагают, что электроны полностью смещены к более электроотрицательному атому, который сильнее их притягивает. Понятие о степени окисления является формальным и часто не совпадает ни с эффективными зарядами атомов в соединениях, ни с фактическим числом связей, которые образует атом. Однако, оно удобно при составлении уравнений окислительно-восстановительных процессов и полезно при описании окислительно-восстановительных свойств химических соединений.
Степени окисления атомов рассчитывают, исходя из следующих основных правил:Степень окисления обозначают надстрочным индексом над атомом, причем сначала указывают ее знак, а затем - величину. Она может быть как целым, так и дробным числом. Например, если в H 2 O и H 2 O2 для кислорода степень окисления равна (-2) и (-1), то в KO2и KO3- соответственно (-1/2) и (-1/3).
1) степень окисления атома в простых веществах равна нулю, например:
Na 0 ; H 2 0 ; Cl 0 2; O 2 0 и т.д.;
2) степень окисления простого иона, например: Na+; Ca +2 ; Fe+3; Cl-; S-2 равна его заряду, т.е., соответственно, (+1); (+2); (+3); (-1); (-2);
3) в большинстве соединений степень окисления атома водорода равна (+1) (кроме гидридов Me - LiH; CaH и др., в которых она равна (-1));
4) степень окисления атома кислорода в большинстве соединений равна
(-2), кроме пероксидов (-1), фторида кислорода OF2(+2) и др.;
5) алгебраическая сумма значений степеней окисления всех атомов в моле-куле равна нулю, а в сложном ионе - заряду этого иона. Например, степень окисления азота в молекуле азотной кислоты - HNO3определяют следующим образом: степень окисления водорода равна (+1), кислорода (-2), азота (x). Составив алгебраическое уравнение: (+1) + x + (-2)·3 = 0, получают x = +5.
Возвращаясь к определению окислительно-восстановительных реакций, отметим, что окислением называют процесс отдачи электронов, а восстановлением - процесс их присоединения. Окислитель - вещество, содержащее элемент, у которого в ходе реакции степень окисления понижается. Восстановитель - вещество, содержащее элемент, у которого в ходе реакции степень окисления повышается. Следует подчеркнуть, что реакции окисления и восстановления невозможны одна без другой (сопряженные реакции ). Таким образом, в результате окислительно-восстановительной реакции окислитель восстанавливается, а восстановитель - окисляется.
Типичные восстановители:
1) металлы, например: K, Mg, Al, Zn и некоторые неметаллы в свободном состоянии - C, H (в большинстве случаев) и др.;
2) простые ионы, соответствующие низшей степени окисления элемента: S2-; I; Cl-и др.;
3) сложные ионы и молекулы, содержащие атомы в низшей степени окис-
ления: N в ионе NH4, S в молекуле H 2 S, I в молекуле KI и др.
Типичные окислители:
1) атомы и молекулы некоторых неметаллов: F2; Cl и O2(в большинстве случаев) и др.;
2) простые ионы, соответствующие высшим степеням окисления элемента: Hg+2; Au+3; Pb и др.;
3) сложные ионы и молекулы, содержащие атомы в высшей степени окисления: Pb +4 в PbO2; N +5 в HNO3; S +6 в H SO4; Cr +6 в Cr2O7 2- или CrO4 2- ; Mn +7 в MnO - и др.
Некоторые вещества обладают двойственной окислительно - восстановительной функцией , проявляя (в зависимости от условий) либо окислительные, либо восстановительные свойства. К ним относят молекулы некоторых веществ, простые и сложные ионы, в которых атомы находятся в промежуточной степени окисления: C +2 в молекуле CO, О - в молекуле H 2 O 2 , в S +4 ионе SO 3 2- , в ионе N +3 в ионе NO 2 - и др.
В окислительно-восстановительной реакции происходит передача электронов от восстановителя к окислителю.
Пример 1 Напишите уравнение реакции окисления дисульфида железа (II) концентрированной азотной кислотой. Составьте: схемы электронного и электронно-ионного баланса.
Решение. НNО 3 - сильный окислитель, поэтому сера будет окисляться до максимальной степени окисления S +6 , а железо до Fe +3 , при этом НNО 3 может восстанавливаться до NO или NO 2 . Рассмотрим случай восстановления до NО 2 .
FеS 2 + НNO 3(конц) → Fе(NO 3) 3 + Н 2 SО 4 + NО 2 .
Где будет находиться Н 2 О (в левой или правой части), пока неиз-вестно.
Уравняем данную реакцию методом электронного баланса. Процесс восстановления описывается схемой:
N +5 + e → N +4
В полуреакцию окисления вступают сразу два элемента - Fe и S. Железо в дисульфиде имеет степень окисления +2, а сера -1. Не-обходимо учесть, что на один атом Fе приходится два атома S:
Fe +2 - e → Fe +3
2S - - 14e → 2S +6 .
Вместе железо и сера отдают 15 электронов.
Полный баланс имеет вид:
15 молекул НNО 3 идут на окисление FеS 2 , и еще 3 молекулы НNО 3 необходимы для образования Fе(NО 3) 3:
FеS 2 + 18НNО 3 → Fе(NО 3) 3 + 2Н 2 SО 4 + 15NО 2 .
Чтобы уравнять водород и кислород, в правую часть надо доба-вить 7 молекул Н 2 О:
FeS 2 + 18НNО 3(конц) = Fе(NО 3) 3 + 2Н 2 SО 4 + 15NО 2 + 7Н 2 О.
Используем теперь метод электронно-ионного баланса. Рас-смотрим полуреакцию окисления. Молекула FеS 2 превращается в ион Fе 3+ (Fе(NО 3) 3 полностью диссоциирует на ионы) и два иона SO 4 2- (диссоциация H 2 SO 4):
FeS 2 → Fe 3+ + 2SO 2 4- .
Для того, чтобы уравнять кислород, в левую часть, добавим 8 молекул H 2 O, а в правую - 16 ионов Н + (среда кислая!):
FeS 2 + 8H 2 O → Fe 3+ + 2SO 4 2- + 16H + .
Заряд левой части равен 0, заряд правой +15, поэтому FеS 2 дол-жен отдать 15 электронов:
FеS 2 + 8Н 2 О - 15е → Fе 3+ + 2SО 4 2- + 16Н + .
Рассмотрим теперь полуреакцию восстановления нитрат-иона:
NO -3 → NO 2 .
Необходимо отнять у NО 3 - один атом О. Для этого к левой части добавим 2 иона Н + (кислая среда), а к правой — одну молекулу Н 2 О:
NО 3 - + 2Н + → NО 2 + Н 2 О.
Для уравнивания заряда к левой части (заряд +1) добавим один электрон:
NО 3 - + 2Н + + е → NO 2 + Н 2 О.
Полный электронно-ионный баланс имеет вид:
Сократив обе части на 16Н + и 8Н 2 О, получим сокращенное ион-ное уравнение окислительно-восстановительной реакции:
FеS 2 + 15NО 3 - + 14Н + = Fе 3+ + 2SО 4 2- + 15NО 2 + 7Н 2 О.
Добавив в обе части уравнения соответствующее количество ионов по три иона NО 3 - и Н + , находим молекулярное уравнение реакции:
FеS 2 + 18НNО 3(конц) = Fе(NО 3) 3 + 2Н 2 SО 4 + 15NО 2 + 7Н 2 О.
Химическая кинетика изучает скорости и механизмы химических процессов, а также зависимость их от различных факторов. Скорость химических реакций зависит от: 1) природы реагирующих веществ; 2) условий протекания реакции: концентрации реагирующих веществ; давления, если в реакции участвуют газообразные вещества; температуры; присутствия катализатора.
ПРИМЕР 2 . Вычислите, во сколько раз возрастет скорость реакции при увеличении температуры на 40 °, если температурный коэффициент скорости этой реакции равен 3.
РЕШЕНИЕ . Зависимость скорости реакции от температуры выражается эмпирическим правилом Вант-Гоффа , согласно которому при увеличении температуры на каждые 10 ° скорость большинства гомогенных реакций увеличивается в 2-4 раза, или
где - температурный коэффициент скорости реакции, часто принимает значения 2-4, показывает, во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры на 10 градусов;
v T 1 , v T2 - скорости химической реакции при температурах T1и T2. В данном примере:
Скорость реакции возрастёт в 81 раз
ПРИМЕР 3. Окисление оксида углерода (II) и графита протекает по уравнениям: а) 2СО(г)+ О= 2СО2(г);
б) 2С(т)+ О2(г)= 2СО(г).
Вычислите, как изменятся скорости этих реакций, если увеличить в три раза: 1) концентрацию кислорода; 2) объем реакционного пространства; 3) давление в системе.
Решение: Реакция а) протекает в гомогенной системе - все вещества находятся в одной фазе (все вещества газы), реакция б) протекает в гетерогенной системе - реагирующие вещества находятся в разных фазах (О2и СО - газы, С - твердое). Поэтому скорости реакций для этих систем согласно ЗДМ равны:
а) 2СО(г)+ О2(г) = 2СО; б) 2С(т) + О2(г) = 2СО(г);
а) 
б) 
После увеличения концентрации кислорода скорости реакций а) и б) будут равны:
a) 
б) 
Увеличение скорости реакции по отношению к первоначальной определяется соотношением:
А) 
б) 
Следовательно, после увеличения концентрации кислорода в 3 раза скорости реакций а) и б) возрастут в 3 раза.
2) Увеличение объема системы в 3 раза вызовет уменьшение концентрации каждого газообразного вещества в 3 раза. Поэтому скорости реакций уменьшатся соответственно в 27 раз (а) и в 3 раза (б):
А) 
б) 
3) Увеличение давления в системе в 3 раза вызовет уменьшение объема в 3 раза и увеличение концентрации газообразных веществ в 3 раза. Поэтому:
А) 
б) 
ПРИМЕР 4. Реакция разложения пентахлорида фосфора протекает по уравнению:
PCl5(г)= PCl3(г)+ Cl2(г); H = +92,59 кДж.
В каком направлении сместится равновесие этой реакции при: а) увеличении концетрации PCl5; б) увеличении концентрации Cl2; в) повышении давления; г) понижении температуры; д) введении катализатора.
РЕШЕНИЕ. Смещением или сдвигом химического равновесия называется изменение равновесных концентраций реагирующих веществ в результате изменения одного из условий протекания реакции. Направление смещения равновесия определяется по принципу Ле Шателье : если на систему, находящуюся в равновесии оказать какое-либо внешнее воздействие (изменить концентрацию, давление, температуру), то равновесие сместится в сторону той реакции (прямой или обратной), которая противодействует оказанному воздействию .
а) Увеличение концентрации реагентов (PCl5) увеличивает скорость прямой реакции по сравнению со скоростью обратной реакции, и равновесие смещается в сторону прямой реакции, т.е. вправо;
б) увеличение концентрации прдуктов (Cl2) реакции увеличивает скорость обратной реакции по сравнению со скоростью прямой реакции, и равновесие смещается влево;
в) увеличение давления смещает равновесие в сторону реакции, идущей с образованием меньшего количества газообразных веществ . В данном примере прямая реакция сопровождается образованием 2 моль газов (1 моль PCl3и 1 моль Cl2), а обратная - образованием 1 моль PCl5. Поэтому повышение давления приведет к смещению равновесия влево, т.е. в сторону обратной реакции;
г) так как прямая реакция протекает с поглощением теплоты), то понижение температуры смещает равновесие в сторону обратной (экзотермической реакции) ;
д) введение в систему катализатора не влияет на смещение равновесия , т.к. одинаково увеличивает скорость прямой и обратной реакций.
Задания по теме 6
201-220. По данным схемам составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций, укажите окислитель и восстановитель:
| № | Схема реакции |
| KBr+KBrO 3 +H 2 SO 4 →Br 2 +K 2 SO 4 +H 2 O | |
| КСlO 3 + Na 2 SO 3 →Na 2 SO 4 +MnO 2 +KOH | |
| PbS+HNO 3 →S+Pb(NO 3) 2 +NO+H 2 O | |
| KMnO 4 + Na 2 SO 3 +KOH→K 2 MnO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O | |
| P+ HNO 3 + H 2 O→H 3 PO 4 +NO | |
| Cu 2 O+ HNO 3 →Cu(NO 3) 2 +NO+ H 2 O | |
| КСlO 3 + Na 2 SO 3 →S+ K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O | |
| HNO 3 +Ca→NH 4 NO 3 +Ca(NO 3) 2 +H 2 O | |
| NaCrO 2 +PbO 2 +NaOH→Na 2 CrO 4 +Na 2 PbO 2 + H 2 O | |
| K 2 Cr 2 O 7 +H 2 S+ H 2 SO 4 →S+Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O | |
| КСlO 3 + Na 2 SO 3 →КСl+ Na 2 SO 4 | |
| KMnO 4 +HBr→Br 2 + KBr+MnBr 2 + H 2 O | |
| H 3 AsO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 →H 3 AsO 4 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O | |
| P+HClO 3 + H 2 O→ H 3 PO 4 +HCl | |
| NaCrO 2 + Br 2 + NaOH→ Na 2 CrO 4 +NaBr+ H 2 O | |
| FeS+ HNO 3 →Fe(NO 3) 2 +S+ NO+ H 2 O | |
| HNO 3 +Zn→N 2 O+ Zn(NO 3) 2 + H 2 O | |
| FeSO 4 + КСlO 3 + H 2 SO 4 →Fe 2 (SO 4) 3 +КСl+ H 2 O | |
| K 2 Cr 2 O 7 +HCl→Cl 2 +CrCl 3 + КСl+ H 2 O | |
| Au+ HNO 3 + HCl→AuCl 3 +NO+ H 2 O |
221-230. Во сколько раз изменится скорость прямой реакции, если изменить температурный режим с Т 1 до Т 2 ? Температурный коэффициент приведен в таблице.
| № | ||||||||||
| Т 1 , К | ||||||||||
| Т 2 , К | ||||||||||
| γ |
231-240. Рассчитайте, во сколько раз изменится скорость реакции, если изменить условия протекания процесса.
236-240. Как надо изменить а) температуру, б) давление, в) концентрацию, чтобы сместить химическое равновесие в сторону прямой реакции?
Металлы и неметаллы.
Совокупность ОВР, которые протекают на электродах в растворах или расплавах электролитов при пропускании через них электрического тока, называют электролизом.
На катоде источника тока происходит процесс передачи электронов катионам из раствора или расплава, поэтому катод является «восстановителем». На аноде происходит отдача электронов анионами, поэтому анод является «окислителем». При электролизе как на аноде, так и на катоде могут происходить конкурирующие процессы.
При проведении электролиза с использованием инертного (нерасходуемого) анода (например, графита или платины), как правило, конкурирующими являются два окислительных и восстановительных процесса:
- на аноде — окисление анионов и гидроксид-ионов,
- на катоде — восстановление катионов и ионов водорода.
При проведении электролиза с использованием активного (расходуемого) анода процесс усложняется и конкурирующими реакциями на электродах являются следующие:
- на аноде — окисление анионов и гидроксид ионов, анодное растворение металла — материала анода;
- на катоде - восстановление катиона соли и ионов водорода, восстановление катионов металла, полученных при растворении анода. При выборе наиболее вероятного процесса на аноде и катоде исходят из положения, что протекает та реакция, которая требует наименьшей затраты энергии. При электролизе растворов солей с инертным электродом используют следующие правила.
1. На аноде могут образовываться следующие продукты:
а) при электролизе растворов, содержащих анионы F - , SО 4 2- , NO 3 - , РO 4 3- , ОН - выделяется кислород;
б) при окислении галогенид-ионов выделяются свободные галогены;
в) при окислении анионов органических кислот происходит процесс:
2RCOO - - 2е → R-R + 2СО 2 .
2. При электролизе растворов солей, содержащих ионы, расположенные в ряду напряжений левее Аl 3+ , на катоде выделяется водород; если ион расположен правее водорода, то выделяется металл.
3. При электролизе растворов солей, содержащих ионы, расположенные между Аl 3+ и Н + на катоде могут протекать конкурирующие процессы как восстановления катионов, так и выделения водорода.
Зависимость количества вещества, образовавшегося при электролизе, от времени и силы тока описывается обобщенным законом Фарадея:
m = (Э / F) . I . t = (М / (n . F)) . I . t,
где m — масса образовавшегося при электролизе вещества (г); Э — эквивалентная масса вещества (г/моль); М — молярная масса вещества (г/моль); n — количество отдаваемых или принимаем электронов; I — сила тока (А); t — продолжительность процесса (с); F — константа Фарадея, характеризующая количество электричества, необходимое для выделения 1 эквивалентной массы вещества (F= 96500 Кл/ моль = 26,8 А. ч / моль).
Пример 1 Электролиз расплава хлорида натрия:
NaCl = Na + + Cl - ;
катод (-) (Na +): Na + + е = Na 0 ,
анод (-) (Cl -): Cl - - е = Cl 0 , 2Cl 0 = Cl 2 ;
2NaCl = 2Na + Cl 2 .
Пример 2 Электролиз раствора хлорида натрия:
NaCl = Na + + Cl - ,
H 2 O = Н + + ОН - ;
катод (-) (Na + ; Н +): H + + е = H 0 , 2H 0 = H 2
(2H 2 O + 2е = H 2 + 2OH -),
анод (+) (Cl - ; OН -): Cl - - е = Cl 0 , 2Cl 0 = Cl 2 ;
2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + Cl 2 + H 2 .
Пример 3 Электролиз раствора нитрата меди(II):
Cu(NO 3) 2 = Cu 2+ + NO 3 --
Н 2 O = H + + OH - ;
катод (-) (Cu 2+ ; Н +): Cu 2+ + 2е = Cu 0 ,
анод (+) (OН -): OH - - е = OH 0 ,
4H 0 = O 2 + 2H 2 O;
2Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O = 2Cu + O 2 + 4HNO 3 .
Задания по теме 7
241-250. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на инертных электродах при электролизе а) расплава, б) раствора вещества:
| № | ||||||||||
| Вещество | NaOH | КСl | AgNO 3 | Cu(NO 3) 2 | FeSO 4 | K 2 S | KOH | Fe(NO 3) 2 | ZnSO 4 | Zn(NO 3) 2 |
251-260. Какие вещества и в каком количестве выделятся на угольных электродах при электролизе рёаствора в течение времени t(ч) при силе тока I(A).
271-280. Составьте уравнение реакции между веществами, учитывая, что переход электронов максимальный.
| № | Вещества | № | Вещества |
| P+HNO 3 (конц) | H 2 S+ H 2 SO 4 (конц) | ||
| Р+H 2 SO 4 (конц) | PH 3 +HNO 3 (конц) | ||
| S+HNO 3 (конц) | PH 3 + H 2 SO 4 (конц) | ||
| S+ H 2 SO 4 (конц) | HClO+HNO 3 (конц) | ||
| H 2 S+HNO 3 (конц) | HClO+ H 2 SO 4 (конц) |
Основная :
1. Ерохин Ю.М. «Химия»: Учебник для средних профессиональных учебных заведений.- М.: Издательский центр «Академия», 2004.
2. Рудзитис Г.Е., Фельдман Ф.Г. «Химия» 10 кл.-М.: Просвещение. 1995.
3. Рудзитис Г.Е., Фельдман Ф.Г. «Химия» 11 кл. -М.: Просвещение. 1995.
4. Ахметов М.С. «Лабораторные и семинарские занятия по общей и неорганической химии» М.: Высшая школа. 2002.
Дополнительная :
1. Петров М.М., Михилев Л.А., Кукушкин Ю.Н. «Неорганическая химия». М.: Химия. 1989.
2. Потапов В.М. «Органическая химия».- М.: Просвещение.1983.
3. Михилев Л.А., Пассет Н.Ф., Федотова М.И. «Задачи и упражнения по неорганической химии». М.: Химия. 1989.
4. Потапов В.М., Татаринчик С.Н., Аверина А.В. «Задачи и упражнения по органической химии» -М.: Химия. 1989.
5. Хомченко И.Г. «Общая химия». -М.: Новая волна. -ОНИКС 1999.
6. Хомченко Г.П. «Сборник задач по химии для поступающих в Вуз». -М.: Новая волна. 1999.
Все химические элементы разделяют на металлы и неметаллы в зависимости от строения и свойств их атомов. Также на металлы и неметаллы классифицируют образуемые элементами простые вещества, исходя из их физических и химических свойств.
В Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева неметаллы расположены по диагонали: бор – астат и над ней в главных подгруппах.
Для атомов металлов характерны сравнительно большие радиусы и небольшое число электронов на внешнем уровне от 1 до 3 (исключение: германий, олово свинец – 4; сурьма и висмут - 5; полоний - 6 электронов).
Атомам неметаллов, наоборот, свойственны небольшие радиусы атомов и число электронов на внешнем уровне от 4 до 8 (исключение бор, у него таких электронов – три).
Отсюда стремление атомов металлов к отдаче внешних электронов, т.е. восстановительные свойства, а для атомов неметаллов – стремление к приему недостающих до устойчивого восьмиэлектронного уровня электронов, т.е. окислительные свойства.
Металлы
В металлах – металлическая связь и металлическая кристаллическая решетка. В узлах решетки находятся положительно заряженные ионы металлов, связанные посредством обобществленных внешних электронов, принадлежащих всему кристаллу.
Это обуславливает все важнейшие физические свойства металлов: металлический блеск, электро- и теплопроводность, пластичность (способность изменять форму под внешним воздействием) и некоторые другие, характерные для этого класса простых веществ.
Металлы I группы главной подгруппы называют щелочными металлами.
Металлы II группы: кальций, стронций, барий – щелочноземельными.
Химические свойства металлов
В химических реакциях металлы проявляют только восстановительные свойства, т.е. их атомы отдают электроны, образуя в результате положительные ионы.
1. Взаимодействуют с неметаллами:
а) кислородом (с образованием оксидов)
Щелочные и щелочноземельные металлы окисляются легко при обычных условиях, поэтому их хранят под слоем вазелинового масла или керосина.
4Li + O 2 = 2Li 2 O
2Ca + O 2 = 2CaO
Обратите внимание: при взаимодействии натрия – образуется пероксид, калия - надпероксид
2Na + O 2 = Na 2 O 2 , К + О2
= КО2
а оксиды получают прокаливанием пероксида с соответствующими металлом:
2Na + Na 2 O 2 = 2Na 2 O
Железо, цинк, медь и другие менее активные металлы медленно окисляются на воздухе и активно при нагревании.
3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 (смесь двух оксидов: FeO и Fe 2 O 3)
2Zn + O 2 = 2ZnO
2Cu + O 2 = 2CuO
Золото и платиновые металлы не окисляются кислородом воздуха ни при каких условиях.
б) водородом (с образованием гидридов)
2Na + H 2 = 2NaH
Ca + H 2 = CaH 2
в) хлором (с образованием хлоридов)
2K + Cl 2 = 2KCl
Mg + Cl 2 = MgCl 2
2Al + 3Cl 2 =2AlCl 3
Обратите внимание: при взаимодействии железа образуется хлорид железа (III):
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3
г) серой (с образованием сульфидов)
2Na + S = Na 2 S
Hg + S = HgS
2Al + 3S = Al 2 S 3
Обратите внимание: при взаимодействии железа образуется сульфид железа (II):
Fe + S = FeS
д) азотом (с образованием нитридов)
6K + N 2 = 2K 3 N
3Mg + N 2 = Mg 3 N 2
2Al + N 2 = 2AlN
2. Взаимодействуют со сложными веществами:
Необходимо помнить, что по восстановительной способности металлы расположены в ряд, который называют электрохимическим рядом напряжений или активности металлов (вытеснительный ряд Бекетова Н.Н.):
Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Co, Ni, Sn, Pb, (H 2), Cu, Hg, Ag, Au, Pt
а) водой
Металлы, расположенные в ряду до магния, при обычных условиях вытесняют водород из воды, образуя растворимые основания – щелочи.
2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2
Ba + H 2 O = Ba(OH) 2 + H 2
Магний взаимодействует с водой при кипячении.
Mg + 2H 2 O = Mg(OH) 2 + H 2
Алюминий при удалении оксидной пленки бурно реагирует с водой.
2Al + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2
Остальные металлы, стоящие в ряду до водорода, при определенных условиях тоже могут вступать в реакцию с водой с выделением водорода и образованием оксидов.
3Fe + 4H 2 O = Fe 3 O 4 + 4H 2
б) растворами кислот
(Кроме концентрированной серной кислоты и азотной кислоты любой концентрации. См. раздел «Окислительно-восстановительные реакции».)
Обратите внимание: не используют для проведения реакций нерастворимую кремниевую кислоту
Металлы, стоящие в ряду от магния до водорода, вытесняют водород из кислот.
Mg + 2HCl = MgCl 2 + H 2
Обратите внимание: образуются соли двухвалентного железа.
Fe + H 2 SO 4(разб.) = FeSO 4 + H 2
Образование нерастворимой соли препятствует протеканию реакции. Например, свинец практически не реагирует с раствором серной кислоты из-за образования на поверхности нерастворимого сульфата свинца.
Металлы, стоящие в ряду после водорода, НЕ вытесняют водород.
в) растворами солей
Металлы, стоящие в ряду до магния и активно реагирующие с водой, не используют для проведения таких реакций.
Для остальных металлов выполняется правило:
Каждый металл вытесняет из растворов солей другие металлы, расположенные в ряду правее него, и сам может быть вытеснен металлами, расположенными левее него.
Cu + HgCl 2 = Hg + CuCl 2
Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu
Как и в случае с растворами кислот, образование нерастворимой соли препятствует протеканию реакции.
г) растворами щелочей
Взаимодействуют металлы, гидроксиды которых амфотерны.
Zn + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2
2Al + 2KOH + 6H 2 O = 2K + 3H 2
д) с органическими веществами
Щелочные металлы со спиртами и фенолом.
2C 2 H 5 OH + 2Na = 2C 2 H 5 ONa + H 2
2C 6 H 5 OH + 2Na = 2C 6 H 5 ONa + H 2
Металлы участвуют в реакциях с галогеналканами, которые используют для получения низших циклоалканов и для синтезов, в ходе которых происходит усложнение углеродного скелета молекулы (реакция А.Вюрца):
CH 2 Cl-CH 2 -CH 2 Cl + Zn = C 3 H 6 (циклопропан) + ZnCl 2
2CH 2 Cl + 2Na = C 2 H 6 (этан) + 2NaCl
Неметаллы
В простых веществах атомы неметаллов связаны ковалентной неполярной связью. При этом образуются одинарные (в молекулах H 2 , F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2), двойные (в молекулах О 2), тройные (в молекулах N 2) ковалентные связи.
Строение простых веществ – неметаллов:
1. молекулярное
При обычных условиях большинство таких веществ представляют собой газы (Н 2 , N 2 , O 2 , O 3 , F 2 , Cl 2) или твердые вещества (I 2 , P 4 , S 8) и лишь единственный бром (Br 2) является жидкостью. Все эти вещества молекулярного строения, поэтому летучи. В твердом состоянии они легкоплавки из-за слабого межмолекулярного взаимодействия, удерживающего их молекулы в кристалле, и способны к возгонке.
2. атомное
Эти вещества образованы кристаллами, в узлах которых находятся атомы: (B n , С n , Si n , Gen
, Se n , Te n). Из-за большой прочности ковалентных связей они, как правило, имеют высокую твердость, и любые изменения, связанные с разрушением
ковалентной связи в их кристаллах (плавление, испарение), совершаются с большой затратой энергии. Многие такие вещества имеют высокие температуры плавления и кипения, а летучесть их весьма
мала.
Многие элементы – неметаллы образуют несколько простых веществ – аллотропных модификаций. Аллотропия может быть связана с разным составом молекул: кислород О 2 и озон О 3 и с разным строением кристаллов: аллотропными модификациями углерода являются графит, алмаз, карбин, фуллерен. Элементы – неметаллы, имеющие аллотропные модификации: углерод, кремний, фосфор, мышьяк, кислород, сера, селен, теллур.
Химические свойства неметаллов
У атомов неметаллов преобладают окислительные свойства, то есть способность присоединять электроны. Эту способность характеризует значение электроотрицательности. В ряду неметаллов
At, B, Te, H, As, I, Si, P, Se, C, S, Br, Cl, N, O, F
электроотрицательность возрастает и усиливаются окислительные свойства.
Отсюда следует, что для простых веществ – неметаллов будут характерны как окислительные, так и восстановительные свойства, за исключением фтора – самого сильного окислителя.
1. Окислительные свойства
а) в реакциях с металлами (металлы всегда восстановители)
2Na + S = Na 2 S (сульфид натрия)
3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 (нитрид магния)
б) в реакциях с неметаллами, расположенными левее данного, то есть с меньшим значением электроотрицательности. Например, при взаимодействии фосфора и серы окислителем будет сера, так как фосфор имеет меньшее значение электроотрицательности:
2P + 5S = P 2 S 5 (сульфид фосфора V)
Большинство неметаллов будут окислителями в реакциях с водородом:
H 2 + S = H 2 S
H 2 + Cl 2 = 2HCl
3H 2 + N 2 = 2NH 3
в) в реакциях с некоторыми сложными веществами
Окислитель – кислород, реакции горения
CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O
2SO 2 + O 2 = 2SO 3
Окислитель – хлор
2FeCl 2 + Cl 2 = 2FeCl 3
2KI + Cl 2 = 2KCl + I 2
CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl + HCl
Ch 2 =CH 2 + Br 2 = CH 2 Br-CH 2 Br
2. Восстановительные свойства
а) в реакциях с фтором
S + 3F 2 = SF 6
H 2 + F 2 = 2HF
Si + 2F 2 = SiF 4
б) в реакциях с кислородом (кроме фтора)
S + O 2 = SO 2
N 2 + O 2 = 2NO
4P + 5O 2 = 2P 2 O 5
C + O 2 = CO 2
в) в реакциях со сложными веществами – окислителями
H 2 + CuO = Cu + H 2 O
6P + 5KClO 3 = 5KCl + 3P 2 O 5
C + 4HNO 3 = CO 2 + 4NO 2 + 2H 2 O
H 2 C=O + H 2 = CH 3 OH
3. Реакции диспропорционирования: один и тот же неметалл является и окислителем и восстановителем
Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO
3Cl 2 + 6KOH = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O
За последние 200 лет человечество изучило свойства веществ лучше, чем за всю историю развития химии. Естественно, количество веществ так же стремительно растет, это связано, прежде всего, с освоением различных методов получения веществ.
В повседневной жизни мы сталкиваемся с множеством веществ. Среди них – вода, железо, алюминий, пластмасса, сода, соль и множество других. Вещества, существующие в природе, например, кислород и азот, содержащиеся в воздухе, вещества, растворенные в воде, и имеющие природное происхождение, называются природными веществами. Алюминия, цинка, ацетона, извести, мыла, аспирина, полиэтилена и многих других веществ в природе не существует.
Их получают в лаборатории, и производит промышленность. Искусственные вещества не встречаются в природе, их создают из природных веществ. Некоторые вещества, существующие в природе, можно получить и в химической лаборатории.
Так, при нагревании марганцовки выделяется кислород, а при нагревании мела – углекислый газ. Ученые научились превращать графит в алмаз, выращивают кристаллы рубина, сапфира и малахита. Итак, наряду с веществами природного происхождения существует огромное множество и искусственно созданных веществ, не встречающихся в природе.
Вещества, не встречающиеся в природе, производятся на различных предприятиях: фабриках, заводах, комбинатах и т.п.
В условиях исчерпания природных ресурсов нашей планеты, сейчас перед химиками стоит важная задача: разработать и внедрить методы, при помощи которых можно искусственно, в условиях лаборатории, или промышленного производства, получать вещества, являющиеся аналогами природных веществ. Например, запасы топливных ископаемых в природе на исходе.
Может настать тот момент, когда нефть и природный газ закончатся. Уже сейчас ведутся разработки новых видов топлива, которые были бы такими же эффективными, но не загрязняли окружающую среду. На сегодняшний день человечество научилось искусственно получать различные драгоценные камни, например, алмазы, изумруды, бериллы.
Агрегатное состояние вещества
Вещества могут существовать в нескольких агрегатных состояниях, три из которых вам известны: твердое, жидкое, газообразное. Например, вода в природе существует во всех трех агрегатных состояниях: твердом (в виде льда и снега), жидком (жидкая вода) и газообразном (водяной пар). Известны вещества, которые не могут существовать в обычных условиях во всех трех агрегатных состояниях. Например, таким веществом является углекислый газ. При комнатной температуре это газ без запаха и цвета. При температуре –79°С данное вещество «замерзает» и переходит в твердое агрегатное состояние. Бытовое (тривиальное) название такого вещества «сухой лед» . Такое название дано этому веществу из-за того, что «сухой лед» превращается в углекислый газ без плавления, то есть, без перехода в жидкое агрегатное состояние, которое присутствует, например, у воды.
Таким образом, можно сделать важный вывод. Вещество при переходе из одного агрегатного состояния в другое не превращается в другие вещества. Сам процесс некоего изменения, превращения, называется явлением.
Физические явления. Физические свойства веществ.
Явления, при которых вещества изменяют агрегатное состояние, но при этом не превращаются в другие вещества, называют физическими. Каждое индивидуальное вещество обладает определенными свойствами. Свойства веществ могут быть различными или сходными друг с другом. Каждое вещество описывают при помощи набора физических и химических свойств. Рассмотрим в качестве примера воду. Вода замерзает и превращается в лед при температуре 0°С, а закипает и превращается в пар при температуре +100°С. Данные явления относятся к физическим, так как вода не превратилась в другие вещества, происходит только изменение агрегатного состояния. Данные температуры замерзания и кипения – это физические свойства, характерные именно для воды.
Свойства веществ, которые определяют измерениями или визуально при отсутствии превращения одних веществ в другие, называют физическими
Испарение спирта, как и испарение воды – физические явления, вещества при этом изменяют агрегатное состояние. После проведения опыта можно убедиться, что спирт испаряется быстрее, чем вода – это физические свойства этих веществ.
К основным физическим свойствам веществ можно отнести следующие: агрегатное состояние, цвет, запах, растворимость в воде, плотность, температура кипения, температура плавления, теплопроводность, электропроводность. Такие физические свойства как цвет, запах, вкус, форма кристаллов, можно определить визуально, с помощью органов чувств, а плотность, электропроводность, температуру плавления и кипения определяют измерением. Сведения о физических свойствах многих веществ собраны в специальной литературе, например, в справочниках. Физические свойства вещества зависят от его агрегатного состояния. Например, плотность льда, воды и водяного пара различна.
Газообразный кислород бесцветный, а жидкий – голубой Знание физических свойств помогает «узнавать» немало веществ. Например, медь – единственный металл красного цвета. Соленый вкус имеет только поваренная соль. Иод – почти черное твердое вещество, которое при нагревании превращается в фиолетовый пар. В большинстве случаев для определения вещества нужно рассматривать несколько его свойств. В качестве примера охарактеризуем физические свойства воды:
- цвет – бесцветная (в небольшом объеме)
- запах – без запаха
- агрегатное состояние – при обычных условиях жидкость
- плотность – 1 г/мл,
- температура кипения – +100°С
- температура плавления – 0°С
- теплопроводность – низкая
- электропроводность – чистая вода электричество не проводит
Кристаллические и аморфные вещества
При описании физических свойств твердых веществ принято описывать структуру вещества. Если рассмотреть образец поваренной соли под увеличительным стеклом, можно заметить, что соль состоит из множества мельчайших кристаллов. В соляных месторождениях можно встретить и весьма крупные кристаллы. Кристаллы – твердые тела, имеющие форму правильных многогранников Кристаллы могут иметь различную форму и размер. Кристаллы некоторых веществ, таких как поваренная соль – хрупкие, их легко разрушить . Существуют кристаллы довольно твердые. Например, одним из самых твердых минералов считается алмаз. Если рассматривать кристаллы поваренной соли под микроскопом, можно заметить, что все они имеют похожее строение. Если же рассмотреть, например, частицы стекла, то все они будут иметь различное строение – такие вещества называют аморфными. К аморфным веществам относят стекло, крахмал, янтарь, пчелиный воск. Аморфные вещества – вещества, не имеющие кристаллического строения
Химические явления. Химическая реакция.
Если при физических явлениях вещества, как правило, лишь изменяют агрегатное состояние, то при химических явлениях происходит превращение одних веществ в другие вещества. Приведем несколько простых примеров: горение спички сопровождается обугливанием древесины и выделением газообразных веществ, то есть, происходит необратимое превращение древесины в другие вещества. Другой пример: со временем бронзовые скульптуры покрываются налетом зеленого цвета. Дело в том, что в состав бронзы входит медь. Этот металл медленно взаимодействует с кислородом, углекислым газом и влагой воздуха, в результате на поверхности скульптуры образуются новые вещества зеленого цвета Химические явления – явления превращений одних веществ в другие Процесс взаимодействия веществ с образованием новых веществ называют химической реакцией. Химические реакции происходят повсеместно вокруг нас. Химические реакции происходят и в нас самих. В нашем организме непрерывно происходят превращения множества веществ, вещества реагируют друг с другом, образуя продукты реакции. Таким образом, в химической реакции всегда есть реагирующие вещества, и вещества, образовавшиеся в результате реакции.
- Химическая реакция – процесс взаимодействия веществ, в результате которого образуются новые вещества с новыми свойствами
- Реагенты – вещества, вступающие в химическую реакцию
- Продукты – вещества, образовавшиеся в результате химической реакции
Химическая реакция изображается в общем виде схемой реакции РЕАГЕНТЫ -> ПРОДУКТЫ
- реагенты – исходные вещества, взятые для проведения реакции;
- продукты – новые вещества, образовавшиеся в результате протекания реакции.
Любые химические явления (реакции) сопровождаются определенными признаками, при помощи которых химические явления можно отличить от физических. К таким признакам можно отнести изменение окраски веществ, выделение газа, образование осадка, выделение тепла, излучение света.
Многие химические реакции сопровождаются выделением энергии в виде тепла и света. Как правило, такими явлениями сопровождаются реакции горения. В реакциях горения на воздухе вещества реагируют с кислородом, содержащимся в воздухе. Так, например, металл магний вспыхивает и горит на воздухе ярким слепящим пламенем. Именно поэтому вспышку магния использовали при создании фотографий в первой половине ХХ века. В некоторых случаях возможно выделение энергии в виде света, но без выделения тепла. Один из видов тихоокеанского планктона способен испускать ярко-голубой свет, хорошо заметный в темноте. Выделение энергии в виде света – результат химической реакции, которая протекает в организмах данного вида планктона.
Итог статьи:
- Существуют две большие группы веществ: вещества природного и искусственного происхождения
- В обычных условиях вещества могут находиться в трех агрегатных состояниях
- Свойства веществ, которые определяют измерениями или визуально при отсутствии превращения одних веществ в другие, называют физическими
- Кристаллы – твердые тела, имеющие форму правильных многогранников
- Аморфные вещества – вещества, не имеющие кристаллического строение
- Химические явления – явления превращений одних веществ в другие
- Реагенты – вещества, вступающие в химическую реакцию
- Продукты – вещества, образующиеся в результате химической реакции
- Химические реакции могут сопровождаться выделением газа, осадка, тепла, света; изменением окраски веществ
- Горение – сложный физико-химический процесс превращения исходных веществ в продукты сгорания в ходе химической реакции, сопровождающийся интенсивным выделением тепла и света (пламени)