Некоторые свойства неорганических соединений

Свойства оксидов и гидроксидов

1. Отношение к воде.

Из оснóвных оксидов с водой взаимодействуют только оксиды щелочных (Li, Na, K, Rb, Cs) и щелочноземельных (Ca, Sr, Ba) металлов, при этом образуются растворимые в воде основания щёлочи:

Na₂O + H₂O = 2NaOH

СaO + H₂O = Сa(OH)₂

Большинство кислотных оксидов взаимодействуют с водой (исключение, например - SiO₂ и соответствующая кислота H₂SiO₃ ), образуя растворимые в воде кислоты (кислотные гидроксиды):

SO₃ + H₂O = H₂SO₄

P₂O₅ + 3H₂O = 2H₃PO₄

Все амфотерные гидроксиды в воде нерастворимы.

2. Кислотно-основные взаимодействия.

Оксиды и гидроксиды с противоположными (кислотными и основными) свойствами реагируют между собой.

Оснóвные оксиды и гидроксиды взаимодействуют с кислотными оксидами и кислотами:

K₂O + SO₂ = K₂SO₃

2KOH + SO₂ = K₂SO₃ + H₂O

MgO + H₂CO₃ = MgCO₃ + H₂O

Mg(OH)₂ + 2HNO₃ = Mg(NO₃)₂ + 2H₂O

а также с амфотерными оксидами и гидроксидами (в этом случае амфотерные соединения проявляют кислотные свойства, и формулы соответствующих гид-

роксидов лучше записывать в виде кислот):

K₂O + BeO = K₂BeO₂

K₂O + Be(OH)₂ (или H₂BeO₂) = K₂BeO₂ + H₂O

6NaOH + Al₂O₃ = 2Na₃AlO₃ + 3H₂O

3NaOH + Al(OH)₃ (или H₃AlO₃) = Na₃AlO₃ + 3H₂O

Кислотные оксиды и кислоты реагируют с оснóвными оксидами и гидроксидами, а также с амфотерными оксидами и гидроксидами (в этом случае амфотерные соединения проявляют оснóвные свойства):

 

N₂O₅ + ZnO = Zn(NO₃)₂

SO₃ + Zn(OH)₂ = ZnSO₄ + H₂O

2HNO₃ + ZnO = Zn(NO₃)₂ + H₂O

H₂SO₄ + Zn(OH)₂ = ZnSO₄ + 2H₂O

3. Взаимодействие с солями.

Кислоты и щелочи реагируют с солями, если в результате образуются слабые электролиты, малорастворимые, газообразные вещества:

2KOH + FeSO₄ = Fe(OH)₂¯ + K₂SO₄

H₂SO₄ + Na₂CO₃ = Na₂SO₄ + H₂O + CO₂­

Свойства солей

Средние соли вступают в реакции обмена со щелочами, кислотами, (примеры соответствующих реакций см. выше), солями, если в результате образуется малорастворимая соль:

3MgCl₂ + 2Na₃PO₄ = Mg₃(PO₄)₂¯ + 6NaCl

Кислые соли образуются кислотами, у которых два или более катионов водорода. Получают эти соли взаимодействием основания с избытком кислоты или кислотного оксида:

Ca(OH)₂ + 2H₃PO₄ = CaHPO₄ + 2H₂O

NaOH + CO₂ = NaHCO₃

а также взаимодействием средней соли и соответствующей или более сильной кислоты, взятой в недостатке:

CaCO₃ + H₂CO₃ = Ca(HCO₃)₂

Na₃PO₄ + HCl = Na₂HPO₄ + NaCl

Оснóвные соли образуют слабые основания или амфотерные гидроксиды, у которых две или более гидроксогрупп. Получают эти соли взаимодействием оснований с недостатком кислоты:

Ni(OH)₂ + HNO₃ = NiOHNO₃ + H₂O

либо взаимодействием соответствующей средней соли и недостатка щелочи:

MgCl₂ + NaOH = MgOHCl + NaCl

Кислые и основные соли обладают всеми свойствами средних солей. В реакциях со щелочами кислые соли, а с кислотами - оснóвные соли переходят в средние:

Ca(HCO₃)₂ + Сa(OH)₂ = 2CaCO₃ + 2H₂O

NiOHNO₃ + HNO₃ = Ni(NO₃)₂ + H₂O

 

 

ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

Основные понятия

Химические реакции сопровождаются энергетическими эффектами: выделением или поглощением тепла, света, совершением механической или электрической работы. Энергетические эффекты химических реакций изучает химическая термодинамика. В курсе химии рассмотрим только некоторые положения химической термодинамики.

Объектами изучения химической термодинамики являются разнообразные системы. Система – мысленно или реально выделенная часть пространства, содержащая одно или несколько веществ. Фаза – часть системы, одинаковая по физическим и химическим свойствам во всех точках и отделенная от других частей системы поверхностью раздела.

Для описания систем применяют сложный математический аппарат, в котором используют набор термодинамических функций, основные из которых: – энтальпия, – энтропия, – энергия Гиббса. В пределах данного курса будем приводить значения функций только для стандартных условий.

· Стандартные условия означают, что все участвующие в реакции вещества чистые, парциальные давления газов или атмосферное давление, если газы не участвуют в реакции, равно 1,013 · 10⁵ Па, концентрации частиц для реакций в растворах равны 1 моль/л, температура - 298 К. Термодинамические величины, определённые для стандартных условий, обозначают нулём в верхнем правом углу (например, S⁰).