Тема №15. Неорганическая химия

План:

15.1 Предмет неорганической химии.

15.2 Оксиды.

15.3 Кислоты и основания.

15.4Основания.

15.5Гидролиз солей.

Неорганическая химия изучает химические элементы и образуемые ими простые и сложные вещества (кроме органических соединений, изучаемых органической химией). Как правило, эти вещества встречаются в неживой природе. История развития неорганической химии тесно связана с общей историей химии.

В неорганической химии элементы разделяют на металлы и неметаллы. Кроме этого, выделяют переходные элементы, обладающие промежуточными свойствами. Почти все металлы – твердые блестящие вещества, они хорошо проводят электрический ток, ковкие и пластичные, с помощью литья из них можно получать изделия практически любой формы. Многие неметаллы – газы; твердые же неметаллы, как правило, хрупкие, иногда прозрачные и не проводят электричества. Различия в свойствах металлов и неметаллов становятся понятными, если знать строение их атомов, их электронную конфигурацию. Внешняя электронная оболочка атомов металлов заполнена меньше чем наполовину, поэтому, вступая в химические реакции, все металлы стремятся избавиться от внешних электронов, приобретая стабильную электронную конфигурацию. Таким образом, они склонны образовывать положительные ионы. Именно эти внешние (подвижные) электроны отвечают за электропроводность металлов, а также за их механические свойства. Напротив, внешняя электронная оболочка атомов неметаллов практически заполнена. К неметаллам, в частности, относятся инертные газы, у которых на внешней электронной оболочке максимальное число электронов: у гелия – два, у остальных – восемь. В химических реакциях неметаллы либо присоединяют электроны, превращаясь в отрицательные ионы, либо образуют химическую связь.

Окислы, оксиды - это соединения химических элементов с кислородом. По химическим свойствам все окислы делятся на солеобразующие (например, Na₂O, MgO, Al₂O₃, SiO₂, P₂O₅, SO₃, Cl₂O₇) и несолеобразующие (например, СО, N₂O, NO, H₂O). Солеобразующие окислы подразделяются на основные, кислотные и амфотерные (их гидроокиси являются соответственно основаниями, кислотами или проявляют амфотерность – способность взаимодействовать как с кислотами, так и с основаниями). Химическая функция окислов определяется положением окисленных элементов в периодической системе элементов Д.И. Менделеева. Многие окислы встречаются в природе: вода H₂O, углекислый газ СО₂, кремнезём SiO₂ (главная составная часть горных пород) и др. Некоторые природные окислы (железа, олова и др.) служат главным сырьём для получения соответствующих металлов. Окислы широко применяют в технике, например негашёную известь CaO – в строительном деле, NO₂, SO₂ – в производстве азотной и серной кислот.

Кислоты и основания – классы химических соединений. Обычно кислотами называют вещества, содержащие водород (HCl, HNO₃, H₂SO₄, CH₃COOH и т.д.) и диссоциирующие в воде с образованием ионов Н⁺ (точнее, ионов гидроксония H₃O⁺). Присутствие этих ионов обусловливает характерный острый вкус водных растворов кислот, а также их способность изменять окраску химических индикаторов. По числу отщепляющихся протонов различают кислоты одноосновные (например, азотная HNO₃, соляная HCl, уксусная CH₃COOH), двухосновные (серная H₂SO₄, угольная H₂CO₃), трёхосновные (ортофосфорная H₃PO₄). Чем больше ионов гидроксония присутствует в водном растворе кислоты, т. е. чем выше степень диссоциации последней, тем кислота сильнее. Кислоты, полностью диссоциированные в разбавленных растворах, называют сильными. К слабым относятся кислоты с константой ионизации (характеризующей степень диссоциации кислоты в растворе, например, при 25 градусах по шкале Цельсия С) ниже 10^-5 (уксусная 1,8×10^-5, синильная 7,9×10^-10). Диссоциация многоосновных кислот происходит в несколько ступеней, каждая из которых имеет свою константу ионизации.

Основаниями обычно называют вещества, содержащие гидроксильную группу OH [КОН, NaOH, Ca (OH)₂ и др.] и способные диссоциировать в водном растворе с образованием гидроксильных ионов OH^-. Большинство оснований нерастворимо в воде. Растворимые в воде основания называют щелочами. Присутствием ионов OH^- и объясняется характерный щелочной вкус растворов щелочей, а также их способность изменять окраску индикаторов. Основания с 1, 2, 3 гидроксильными группами называются соответственно одно-, двух-, трёхкислотными. Основания, не полностью диссоциирующие при растворении в воде, называются, как и кислоты, слабыми. К сильным основаниям относятся гидроокиси калия KOH, натрия NaOH, бария Ba (OH)₂.

Понятия кислоты и основания возникли ещё на заре развития химии. В 1778 году французский химик А.Л. Лавуазье попытался объяснить особенности свойств кислот содержанием кислорода. Несостоятельность такого мнения стала очевидной, когда оказалось, что многие кислородсодержащие вещества (окислы металлов, щелочи, соли и др.) не проявляют кислотных свойств, а ряд типичных кислот (соляная, синильная, плавиковая и др.), как показали Г. Дэви и Ж. Л. Гей-Люссак, не содержат кислорода. После появления теории электролитической диссоциации С.Аррениуса кислотами стали называть соединения, при диссоциации которых в водном растворе образуются ионы водорода Н⁺, а основаниями – соединения, диссоциирующие с отщеплением иона гидроксила OH^-.

Определение понятий кислоты и основания на основе теории электролитической диссоциации часто вполне достаточно для практических целей. Однако, многие соединения, проявляющие типичные свойства кислоты и основания, не содержат ни водорода, ни групп ОН. Кроме того, одно и то же вещество нередко в одних реакциях ведёт себя как кислота, а в других как основание. Способность вещества реагировать как кислота или основание является, таким образом, не абсолютным свойством этого вещества, а выражается в конкретных химических реакциях, относимых к классу кислотно-основных. В таких реакциях одно из взаимодействующих веществ играет роль кислоты по отношению к другому веществу, играющему роль основания. Итак, способность вещества реагировать в качестве кислоты или основания является его функциональной характеристикой.

Многообразные – структурные и динамические – функции кислоты и основания выполняют в живых организмах, принимая участие во многих биохимических процессах. Как правило, эти процессы очень чувствительны к кислотности или основности среды.

Самый распространенный на Земле растворитель – вода сама диссоциирует на ионы: H₂O = H⁺ +OH^-, то есть, вода способна выступать и как кислота, и как основание. Но вода диссоциирует слабо, только один ион из 555 млн. при 22 градусах по шкале Цельсия представлен в ионизированной форме. При этих условиях ионный коэффициент воды (отношение произведений концентраций протонов и гидроксид-ионов к количеству недиссоциированных молекул) составляет 10^–14. Если в воде растворить кислоту, то повысится содержание протонов, но ионное произведение воды – величина при данных условиях постоянная. Следовательно, понизится содержание гидроксид-ионов. При растворении щелочи будет повышаться содержание гидроксид-ионов, следовательно, снизится концентрация протонов.

Свойства кислот определяются наличием протонов, свойства же щелочей в водных растворах наличием гидроксид-ионов, способных присоединять протон. Поэтому, если в растворе содержится больше протонов, то такой раствор называют кислым, если гидроксид-ионов – щелочным. Если же концентрации их равны, то раствор называют нейтральным. Концентрации этих ионов выражаются большими отрицательными числами, что неудобно на практике. Учитывая же фиксированность их общего числа при данных условиях можно оперировать только количеством протонов или гидроксил-ионов. Отрицательный логарифм концентрации водородных ионов и представляет собой величину pH.

Соли – класс химических соединений; кристаллические в обычных условиях вещества, для которых типична ионная структура. Согласно теории электролитической диссоциации, соли являются химическими соединениями, которые в растворах диссоциируют на положительно заряженные ионы – катионы (в основном металлов) и отрицательно заряженные ионы – анионы. Существуют соли следующих типов: средние (или нейтральные), кислые, основные, двойные, смешанные и комплексные. Наиболее обычный лабораторный способ получения солей – взаимодействие кислот и оснований друг с другом, также кислот и во многих случаях (в соответствии с рядом напряжений) самих солей с металлами.

Характерное свойство солей – растворимость их в полярных растворителях, особенно в воде. В природе скопления солей образуются в основном путём осаждения из водных растворов, которое происходит в замкнутых морских бассейнах (Аральское, Мёртвое море и др.) или в почти отделённых от моря заливах (Кара-Богаз-Гол), а также в бессточных континентальных озёрах (Эльтон, Баскунчак).

Соли были известны в глубокой древности. Помимо традиционного использования для пищевых целей и в медицине, соли применяются в химической, стекольной, кожевенной, текстильной, металлургической и др. промышленных отраслях. Некоторые соли используются в качестве минеральных удобрений.

Гидролиз солей. Гидролизом называется процесс взаимодействия вещества с водой, при котором составные части вещества взаимодействуют с составными частями воды, образуя слабодиссоциирующие ионы или молекулы. При гидролизе происходит изменение реакции среды. Гидролизу подвергаются соединения различных классов.

Любую соль можно рассматривать как продукт, образованный взаимодействием соответствующих основания и кислоты. Гидролизу будут подвергаться соли, образованные:

а) слабым основанием и сильной кислотой,

б) слабой кислотой и сильным основанием,

в) слабой кислотой и слабым основанием.

Наличие иона от слабого основания является причиной гидролиза.

Гидролиз является процессом обратимым; чем слабее электролит, образующий соль, тем глубже протекает процесс гидролиза. Наиболее глубоко, практически полностью, протекает гидролиз ряда солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием, например: Cr₂S₃, Al(CO₃)₃, (NH₄)₂SiO₃. Эти соли не могут существовать в водных растворах, так как вследствие полного гидролиза распадаются на образовавшие их основание и кислоту:

Al₂S₃ +6H₂O → 2 Al(OH)₃+3H₂S.

Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой (NaCl, NaNO_3, K₂SO₄ и другие) гидролизу не подвергаются, т.е. присутствие ионов такой соли в растворе не нарушает диссоциацию чистой воды и реакция среды остается нейтральной ( pH=7).

Гидролиз протекает тем полнее, чем слабее электролит, образовавший соль, чем выше температура и чем больше разбавление раствора.

Гидролиз солей, образованных слабой многоосновной кислотой или слабым многокислотным основанием, протекает ступенчато, причем, в основном, по первой ступени (за исключением солей слабой кислоты и слабого основания). В качестве примера рассмотрим процесс взаимодействия карбоната натрия о водой. Na₂CO₃ - сильный электролит, образованный взаимодействием слабой кислоты и сильного основания. Исходя из этого, можно сделать вывод, что эта соль подвергается гидролизу. В водном растворе соль будет диссоциировать:

Na₂CO₃↔ 2 Na⁺+ CO₃^2-

Ион слабого электролита, образовавшего соль, в нашем примере CO₃^2-, взаимодействует с ионом водорода воды, при этом образуется HCO₃^-, а в растворе накапливаются ионы гидроксила OH^-, обусловливая щелочную реакцию среды:

CO₃^2-+H₂O ↔ HCO₃^- + OH^-

При этом получается краткое ионно-молекулярное уравнение реакции гидролиза, а добавив в левую и правую части ионы натрия, получим полное ионно-молекулярное и далее молекулярное уравнения гидролиза:

2Na⁺ + CO₃^2- + H₂O ↔ HCO₃^- + OH^- + 2Na⁺

или

Na₂CO₃ + H₂O ↔ NaHCO₃ + NaOH

Щелочную реакцию среды при гидролизе определяет ион OH^- сильного электролита NaOH.

Рассуждая аналогичным образом, легко установить, что в результате гидролиза солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, реакция среды будет кислой.

Реакция среды в растворах солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой, будет меняться несущественно, и реакция среды будет зависеть от того, какой из электролитов, образовавших соль, является относительно более сильным. Так, при гидролизе, например, ацетата алюминия Al(CH₃COO)₃ среда будет слабокислой, так как образующаяся при гидролизе слабая кислота CH₃COOH относительно более сильная, чем образующееся слабое основаниеAl(OH)_3. Поэтому реакция среды будет нейтральной.

Контрольные вопросы:

1. Что изучает неорганическая химия?

2. Каковы свойства солей?

3. Как образуются соли?

4. Что такое диссоциация?

Рекомендуемая литература:

1. Горелов А.А. Концепции современного естествознания: Хрестоматия по новому курсу для студентов высших учебных заведений, обучающихся по гуманитарным специальностям - Москва, АСТ, Астрель, 2004 - 368 с. ISBN: 5-17-024703-6, 5-271-08961-4.

2. Дорфман Я.Г. Всемирная история физики. С древнейших времен до конца XVIII века. Изд.2-е, стереотипное. – М.: КомКнига, 2007 – 352 с. ISBN 978-5-484-00938-1.

Интернет ресурсы:

http://school-collection.edu.ru/catalog/rubr/eb17b17a-6bcc-01ab-0e3a-a1cd26d56d67/ - видео-опыты по неорганике.

http://chemistryanalysis.info/ - сайт о неорганической химии.