- •Э.А. Гюннер, в.Ф. Шульгин общая химия
- •Введение Предмет и структура химии
- •1. Химическая атомистика
- •1.1. Основные положения и понятия химической атомистики
- •1.2. Стехиометрические законы химии
- •1.3. Методы определения молекулярных масс и атомных масс
- •Методы определения молекулярных масс.
- •1.3.2. Методы определения атомных масс.
- •2. Основы теории строения атома
- •2.1. Предпосылки возникновения квантово-механической теории
- •2.2. Постулаты квантово-механической теории
- •2.3. Волновая функция. Уравнение Шредингера
- •2.4. Атом водорода. Одноэлектронные атомарные ионы
- •2.5. Многоэлектронные атомы
- •3. Периодический закон д.И. Менделеева в свете квантово-механических представлений
- •3.1. Современная формулировка Периодического закона
- •3.2. Структура периодической системы элементов: периоды, группы, подгруппы элементов
- •3.3. Закономерности изменения свойств элементов в периодах и подгруппах периодической системы
- •3.3.1. Эффективный заряд ядра.
- •3.3.2. Атомные радиусы.
- •3.3.3. Энергия ионизации.
- •3.3.4. Сродство к электрону.
- •3.3.5. Электроотрицательность.
- •3.3.6. Степени окисления элементов.
- •3.4. Элементы-аналоги. Виды аналогии в периодической системе элементов
- •3.4.1. Групповая аналогия.
- •3.4.2. Типовая аналогия.
- •3.4.3. Электронная аналогия.
- •VI группа I группа
- •3.4.4. Слоевая аналогия.
- •3.4.5. Контракционная аналогия (шринк-аналогия).
- •3.4.6. Горизонтальная аналогия.
- •3.4.7. Диагональная аналогия.
- •4. Атомное ядро. Радиоактивность
- •4.1. Элементарные частицы
- •4.2. Теория строения атомных ядер
- •4.3. Ядерные реакции
- •4.4.Радиоактивность. Типы радиоактивного распада
- •4.5. Законы радиоактивного распада
- •4.6. Естественная радиоактивность. Радиоактивные ряды. Радиоактивное равновесие
- •4.7. Искусственная радиоактивность. Изотопная индикация
- •4.8. Новые химические элементы
- •4.9. Эволюция элементов во Вселенной
- •5. Химическая связь и строение молекул
- •5.1. Химическая связь. Параметры химической связи. Валентность
- •5.2. Метод валентных связей
- •5.2.1. Основные принципы метода валентных связей.
- •5.2.2. Насыщаемость ковалентной связи. Механизм образования двухцентровой связи.
- •5.2.3. Направленность ковалентной связи. Гибридизация электронных орбиталей.
- •5.2.4. Кратность ковалентной связи.
- •5.2.5. Делокализованные многоцентровые связи. Теория резонанса.
- •5.2.6. Предсказание геометрической формы молекул.
- •5.2.7. Неполярные и полярные связи. Типы ковалентных молекул.
- •5.2.8. Недостатки метода валентных связей.
- •5.3. Метод молекулярных орбиталей
- •5.3.1. Основные принципы метода молекулярных орбиталей.
- •5.3.2. Применение метода молекулярных орбиталей.
- •5.3.2.1. Двухатомные молекулы.
- •5.3.2.2. Молекулы, состоящие из трех и более атомов.
- •5.4. Ионная связь
- •5.4.1. Особенности ионной связи. Свойства ионных соединений.
- •5.4.2. Типы кристаллических решеток ионных соединений. Ионные радиусы.
- •5.3.3. Энергия ионной кристаллической решетки.
- •5.4.4. Поляризация ионов.
- •5.5. Металлическая связь. Зонная теория кристаллов
- •5.6. Межмолекулярное взаимодействие
- •5.7. Водородная связь
- •6. Координационные соединения
- •6.1. Координационные соединения. Основные положения координационной теории
- •6.2. Классификация координационных соединений
- •6.3. Номенклатура координационных соединений
- •6.4. Изомерия координационных соединений
- •6.5. Химическая связь в координационных соединениях
- •6.5.1. Метод валентных связей
- •6.2. Теория кристаллического поля
- •6.3. Метод молекулярных орбиталей
- •6.7. Реакции внешнесферного и внутрисферного замещения. Принцип транс-влияния
- •7. Агрегатные состояния вещества
- •7.1. Типы агрегатного состояния
- •7.2. Твердое состояние вещества
- •7.2.1. Кристаллическое состояние.
- •7.2.2. Аморфное состояние.
- •7.3. Жидкое состояние вещества
- •7.4. Газообразное состояние вещества
- •7.5. Плазма
- •8. Теория химических процессов
- •8.1. Предмет и основные понятия теории химических процессов
- •8.2. Основы химической термодинамики
- •8.2.1. Термодинамические функции. Внутренняя энергия и первый закон термодинамики. Энтальпия.
- •8.2.2. Термохимия. Закон Гесса.
- •8.2.3. Энтропия. Второй и третий законы термодинамики.
- •8.2.4. Свободная энергия Гиббса. Направление химического процесса.
- •8. Химическая кинетика
- •8.3.1. Предмет химической кинетики. Скорость химической реакции. Энергия активации.
- •8.3.2. Факторы, влияющие на скорость химической реакции. Катализаторы и катализ.
- •8.3.3. Кинетическая классификация реакций.Молекулярность и порядок реакции. Механизмы реакций.
- •8.3.4. Некоторые типы многостадийных реакций.
- •8.4. Химическое равновесие
- •8.4.1. Обратимые и необратимые реакции. Состояние химического равновесия.
- •8.4.2. Смещение химического равновесия.
- •9. Растворы
- •9.1. Общая характеристика растворов
- •9.2. Разбавленные растворы неэлектролитов. Коллигативные свойства растворов
- •9.3. Растворы электролитов
- •9.3.1. Электролиты. Теория электролитической диссоциации (ионизации).
- •9.3.2. Теория растворов слабых электролитов.
- •9.3.2.1. Степень ионизации слабых электролитов и методы ее определения.
- •9.3.2.2. Равновесия в растворах слабых электролитов.
- •6,5·10-4 Моль/л
- •9.3.3. Теория сильных электролитов.
- •9.3.4. Обменные реакции в растворах электролитов.
- •9.3.4.1. Типы обменных реакций в растворах электролитов.
- •9.3.4.2. Гидролиз солей.
- •9.3.5. Теории кислот и оснований.
- •9.3.6. Окислительно-восстановительные реакции в растворах.
- •9.3.6.1.Общая характеристика окислительно-восстановительных реакций.
- •9.3.6.2. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций.
- •9.3.6.3. Электродные потенциалы. Направление окислительно-восстановительных реакций. Гальванический элемент.
- •9.3.6.4. Электролиз.
- •9.4. Коллоидные растворы
- •9.4.1. Общая характеристика коллоидных растворов и методы их получения.
- •9.4.2. Строение коллоидных частиц.
- •9.5. Твердые растворы
- •Список рекомендуемой литературы
9.3.4. Обменные реакции в растворах электролитов.
9.3.4.1. Типы обменных реакций в растворах электролитов.
Теория электролитической диссоциации показала, что реакции в растворах электролитов фактически являются реакциями между ионами, на которые распадаются растворенные вещества. В связи с электростатическим взаимодействием разноименно заряженных частиц подобные реакции обычно характеризуются низкими энергиями активации и высокими скоростями. В большинстве своем ионные реакции обратимы, хотя зачастую очень сильно смещены в направлении образования продуктов реакции (практически необратимые процессы). Можно выделить две группы реакций в растворах электролитов: обменные реакции, протекающие без изменения степени окисления элементов, и окислительно-восстановительные реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления элементов. В настоящем разделе рассмотрен вопрос об обменных реакциях в растворах электролитов.
В зависимости от того, какие продукты образуются в результате связывания ионов, можно выделить четыре группы реакций обмена в растворах.
1. Реакции, сопровождающиеся образованием растворимых слабых электролитов. Для процессов этого типа взаимодействие сводится к связыванию ионов в молекулы растворимого, но слабо диссоциирующего соединения (воды, слабых кислот и т.д.). Например, взаимодействие между ацетатом натрия и хлороводородной кислотой
CH3COONa + HCl = CH3COOH + NaCl
после учета диссоциации сильных электролитов (CH3COONa, HCl, NaCl) сводится к уравнению:
CH3COO- + H+ = CH3COOH
Образующимся слабым электролитом может быть также вода или слабо диссоциирующие соли. Так, реакциям
NaOH + HCl = NaCl + H2O
и
Hg(NO3)2 + 2KCl = HgCl2 + 2KNO3
соответствуют ионные уравнения
H+ + OH- = H2O,
Hg2+ + 2Cl- = HgCl2
2. Реакции, сопровождающиеся образованием малорастворимых соединений (солей, оснований, кислот и др.). Ниже приведены примеры подобных реакций:
AgNO3 + NaCl = AgCl↓ + NaNO3
или
Ag+ + Cl- = AgCl↓;
CuCl2 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + 2NaCl
или
Cu2+ + 2OH- = Cu(OH)2↓;
Na2WO4 + H2SO4 = H2WO4↓ + Na2SO4
или
WO + 2H+ = H2WO4↓
3. Реакции, сопровождающиеся выделением газообразных продуктов. Примером подобных реакций может служить взаимодействие сульфида натрия с хлороводородной кислотой:
Na2S + 2HCl = 2NaCl + H2S↑
или
S2- + 2H+ = H2S↑
4. Реакции, сопровождающиеся образованием комплексных ионов. Ниже приведены примеры подобных реакций:
Hg(NO3)2 + 4KI = K2[HgI4] +2KNO3
или
Hg2+ + 4I- = [HgI4]2-;
BeCl2 + 4NaF = Na2[BeF4] + 2NaCl
или
Be2+ + 4F- = [BeF4]2-
Обобщая сказанное, можно сформулировать следующее правило:
Реакции обмена в растворах электролитов протекают тогда, когда их продуктами являются слабые электролиты, малорастворимые соединения, выделяющиеся газы или комплексные ионы.
Зачастую слабыми электролитами или малорастворимыми соединениями являются не только продукты реакции, но и взаимодействующие вещества. В этом случае для установления направления смещения равновесия необходимо рассчитать константу равновесия соответствующего процесса. Так, например, ионное уравнение реакции
KCN + CH3COOH HCN + CH3COOK
имеет вид:
CN- + CH3COOH HCN + CH3COO-, (9-40)
так как HCN и CH3COOH - слабые кислоты, константы ионизации которых равны 7∙10-10 и 1,8∙10-5 соответственно. Константа равновесия реакции (9-40)
(9-41)
Умножим числитель и знаменатель правой части уравнения (9-41) на равновесную концентрацию ионов водорода. Тогда
Высокое значение константы равновесия свидетельствует о том, что равновесие (9-40) смещено в сторону прямой реакции.
В качестве второго примера рассмотрим реакцию
Cu(OH)2↓ + 2HCl = CuCl2 + 2H2O
или
Cu(OH)2↓ + 2H+ = Cu2+ + 2H2O (9-42)
В этом случае одним из реагентов является малорастворимое соединение Cu(OH)2, а одним из продуктов взаимодействия - вода, являющаяся очень слабым электролитом. Для реакции (9-42) константа равновесия
, (9-43)
так как Cu(OH)2 - малорастворимое соединение, а концентрацию воды в водном растворе можно считать постоянной. Умножим числитель и знаменатель уравнения (9-43) на [OH-]2:
,
где - произведение растворимости гидроксида меди, равное 2,2∙10-20, а ионное произведение воды. Отсюда
Растворение гидроксида меди в сильных кислотах, таким образом, будет протекать практически необратимо.
Сравнительно с молекулярными, ионные уравнения значительно информативнее, так как в них фигурируют частицы, реально участвующие во взаимодействии. Так, например, составление ионных уравнений позволяет ответить на вопрос, почему реакции
HCl + NaOH = NaCl + H2O,
HNO3 + KOH = KNO3 + H2O,
HClO4 + Ba(OH)2 = Ba(ClO4)2 + Н2О
имеют одинаковый тепловой эффект (-57,32 кДж/моль при ст. усл.), хотя во взаимодействие вступают разные кислоты и основания. Действительно, во всех рассмотренных случаях в системах протекает один и тот же процесс, описываемый ионным уравнением
H+ +OH- = H2O; ΔH˚ = -57,32 кДж/моль
Точно так же реакции
AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3,
AgClO4 + NaCl = AgCl↓ + NaNO3,
AgClO3 + NH4Cl = AgCl↓ + NH4ClO3
имеют одинаковый тепловой эффект, так как все они сводятся к одному ионному уравнению
Ag+ + Cl- = AgCl↓; ΔH˚ = -65,5 кДж/моль.