Молекулярная химия

Поскольку кислород соединяется почти со всеми  элементами, существуют оксиды как металлов, так и неметаллов. Оксиды металлов, подобно CuO, Fe2O3, СаО – твердые вещества. Оксиды неметаллов могут быть как твердые (P2O5), так и жидкие (H2O) и газообразные (как SO2 и CO2).

Элементы  с переменной валентностью могут  образовывать несколько оксидов. Чтобы  их отличать, в названии оксида указывают  валентность связанного с кислородом элемента. Нам уже встречались  такие названия в предыдущем параграфе.

СОЛИ, класс хим. соединений. Общепринятого определения понятия "соли", так же как и терминов "кислоты и основания", продуктами взаимод. к-рых соли являются, в настоящее время не существует. Соли могут рассматриваться как продукты замещения протонов водорода к-ты на ионы металлов,, и др. катионы или групп ОН основания на анионы к-т (напр., Сl-,). Продуктами полного замещения являются средние соли, напр. Na2SO4, MgCl2, неполного - кислые или основные соли, напр. KHSO4, CuClOH. Различают также простые соли, включающие один вид катионов и один вид анионов (напр., NaCl), двойные соли, содержащие два вида катионов [напр., KAl(SO4)2·12H2O], смешанные соли, в составе к-рых два вида кислотных остатков (напр., AgClBr). Комплексные соли (см. Координационные соединения)содержат комплексные ионы, напр. K4[Fe(CN)6]. Т. наз. внутренние соли, напр. бетаин (CH3)3NCH2COO-, представляют собой биполярные ионы.

Типичные  соли -кристаллич. в-ва с ионной структурой, напр. CsF (см. Ионная связь, Ионные кристаллы). Существуют также ковалентные соли, напр. А1Сl3 (см. Ковалентные кристаллы). В действительности характер хим. связи у многих солей - смешанный. О правилах образования названий солей см. Номенклатура химическая.

р-римости в воде различают растворимые, мало растворимые и практически нерастворимые соли. К р-римым относятся почти все соли натрия, калия и аммония, мн. нитраты, ацетаты и хлориды, за исключением солей поливалентных металлов, гидролизующихся в воде, мн. кислые соли.

В водных р-рах соли полностью или частично диссоциируют на ионы (см. Электролитическая диссоциация). Соли слабых к-т и(или) слабых оснований подвергаются при этом гидролизу. Водные р-ры солей содержат гидратир. ионы (см. Гидратация), ионные пары и более сложные хим. формы, включающие продукты гидролиза и др. Ряд солей раств. также в спиртах, ацетоне, амидах к-т и др. орг. р-рителях.

Из водных р-ров соли могут кристаллизоваться в виде кристаллогидратов (см. Гидраты), из неводных-в виде кристаллосольватов, напр. СаВr2·3С2Н5ОН (см. Сольваты). Р-ры солей взаимод. с металлами, стандартные электродные потенциалы к-рых более отрицательны, чем потенциал металла, входящего в состав соли

34. Кисло́ты — сложные вещества, в состав которых обычно входят атомы водорода, способные замещаться на атомы металлов, и кислотный остаток. Водные растворы кислот имеют кислый вкус, обладают раздражающим действием, способны менять окраску индикаторов, отличаются рядом общих химических свойств. Кислоты разделяют также на кислородосодержащие и не содержащие кислород. Например, соляная - HCl - не содержит атомов кислорода, а H2СO3 - угольная - содержит 3 атома кислрода и является кислородосодержащей.

 Теперь  разберём подробнее свойства  кислот и их химическое взаимодействие  c простыми и сложными веществами.

  Основные химические  свойства кислот:

  - взаимодействие с металлами:

H2SO4 +Zn = ZnSO4 + H2 - Образуется соль и выделяется водород

 В  зависимости от концентрации  самой кислоты получаются различные  продукты химической реакции.

 Например, 2H2SO4 + Cu = CuSO4 + SO2 +2H2O - в этом случае серная кислота - концентрированная. Разбавленная - на медь (Cu) никак не действует.

- взаимодействие  с основными оксидами и амфотерными оксидами:

 CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O - образуется соль и вода;

 SnO + HCl = SnCl2 + H2O (оксид олова - SnO - амфотерный оксид)

- взаимодействие  с основаниями и щелочами:

 HCl + KOH = KCl + H2O - эту реакцию ещё называют реакцией нейтрализации - образуется соль и вода;

 Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O

- взаимодействие  с солями:

  При химических  реакциях кислот  с солями обязательно  надо учитывать  основные признаки  химических реакций,  а именно, химическая  реакция пройдёт,  если будет выделяться  газ, выпадет осадок, и т.д.

N2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2 + H2O - выделяется углекислый  газ CO2. Конечно, если говорить  точно, то образуется слабая  угольная кислота (H2CO3), которая  сразу же распадается на углекислый  газ и воду. При этих реакциях  образуется соль и другая кислота  (менее слабая).

  Теперь рассмотрим основным методы получения кислот

Получение кислот производят с  помощью следующих  химических реакций:

- взаимодействие кислотных оксидов с водой:

 SO3 + H2O = H2SO4;

CO2 + H2O = H2CO3;

 - взаимодействие с солями:

 NaCl + H2SO4(конц.) = HCl + Na2SO4 - при этой химической реакции образуется новая более слабая кислота (более слабая, чем серная, но тоже сильная) и другая соль;

- взаимодействие  неметаллов с водородом с последующим  растворением их в воде:

 H2 + Cl2 = HCl (Надо помнить, что само по себе данное химическое соединение - газ хлороводород HCl кислотой не является. Для её образования необходимо полученный газ HCl растворить в воде). Аналогичным образом поступают с газом сероводородом:

H2 + S = H2S;

- оксиление некоторых простых веществ:

 P + 5HNO3 +2H2O = 3H3PO4 + 5NO (в этой химической реакции происходит окисление фосфора (P) азотной кислотой (HNO3) до ортофосфорной кислоты (H3PO4) с выделением оксида азота (NO)

Если  вещество содержит гидрокси-группы (ОН), которые могут отщепляться (подобно отдельному "атому") в реакциях с другими веществами, то такое вещество является основанием. Существует много оснований, которые состоят из атома какого-либо металла и присоединенных к нему гидрокси-групп. Например:

NaOH – гидроксид натрия,

KOH –  гидроксид калия,

Ca(OH)2 – гидроксид кальция,

Fe(OH)3 – гидроксид железа (III),

Ba(OH)2 – гидроксид бария.

Гидрокси-группы одновалентны, поэтому формулу основания легко составить по валентности металла. К химическому символу металла надо приписать столько гидрокси-групп, какова валентность металла. Большинство оснований – ионные соединения.

Основаниями называются вещества, в которых атомы  металла связаны с гидрокси-группами.

Существует  также основание, в котором гидрокси-группа присоединена не к металлу, а к иону NH4+ (катиону аммония). Это основание называется гидроксидом аммония и имеет формулу NH4OH. Гидроксид аммония образуется в рекции присоединения воды к аммиаку, когда аммиак растворяют в воде:

NH3 + H2O = NH4OH (гидроксид аммония).

Основания бывают растворимыми и нерастворимыми. Растворимые основания называются щелочами. Растворы щелочей скользкие  на ощупь ("мыльные") и довольно едкие. Они разъедают кожу, ткани, бумагу, очень опасны (как и кислоты) при попадании в глаза. Поэтому  при работе со щелочами и кислотами  необходимо пользоваться защитными  очками.

Если  раствор щелочи все-таки попал в  лицо, необходимо промыть глаза большим  количеством воды, а затем разбавленным раствором слабой кислоты (например, уксусной). Этот способ медицинской  помощи основан на уже известной нам реакции нейтрализации.

NaOH + уксусная кислота (разб.) = соль + вода

Лишь  небольшую часть всех оснований  называют щелочами. Это, например, KOH –  гидроксид калия (едкое кали), NaOH – гидроксид натрия (едкий натр), LiOH – гидроксид лития, Ca(OH)2 – гидроксид кальция (его раствор называется известковой водой), Ba(OH)2 – гидроксид бария. Большинство других оснований в воде нерастворимы и щелочами их не называют.

Еще одно важное химическое свойство оснований  – способность разлагаться при  нагревании на воду и основной оксид.

35. Гидролизом солей называется обменная реакция взаимодействия ионов соли с водой с образованием малодиссоциированных соединений и сопровождающаяся изменением ионного равновесия воды, что отражается на характере среды.

Гидролиз  солей является обратимой  химической реакцией. Количественными  характеристиками его  являются степень  гидролиза η и  константа гидролиза. Степень гидролиза  соли выражается отношением числа гидролизованных молекул к общему числк молекул соли в растворе. Степень гидролиза увеличивается с повышением температуры и разбавлением.

  Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой (NaCl, KCl, Ba(NO3)2, Na2SO4 и др.), гидролизу в растворе не подвергаются, т.к. не образуется слабодиссоциированных соединений (катионы сильных оснований и анионы сильных кислот не могут связывать ионы воды). Реакция растворов этих солей остается практически нейтральной, рН = 7. 

Гидролизу подвергаются соли, образованные: а) сильным основанием и слабой кислотой; б) сильной кислотой и слабым основанием; в) слабым основанием и слабой кислотой.

а) Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой протекает всегда по аниону, заряд которого определяет число теоретических ступеней гидролиза. Реакция среды их водныз растворов - щелочная (рН > 7).

 б)  Гидролиз солей, образованных  сильной кислотой и слабым  основанием протекает всегда  по катиону, заряд которого  определяет число теоретических  ступений гидролиза. Реакция среды их водных растворов кислая (рН < 7).

в) Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой протекает одновременно по катиону и по аниону, образуя  сразу два слабых электролита. Реакция  среды водного раствора такой  соли устанавливается путем сравнения  констант диссоциации образующихся слабых электролитов. Если константы  диссоциации основания и кислоты  близки, то реакция раствора остается практически нейтральной, если же они  различаются на несколько порядков, то среда может быть слабокислой  или слабощелочной - в зависимости  от силы кислоты и основания.

Полный  и необратимый гидролиз солей. Некоторые  соли, образованные слабыми летучими кислотами и многокислотными гидроксидами не могут находиться в виде водных растворов из-за полного необратимого взаимодействия с водой, сопровождающегося одновременным выделением газа и выпадением осадка.

 При  взаимодействии сульфида алюминия  с водой наблюдается образование  осадка гидроксида алюминия и выделение сероводорода

Al2S3 +  6H2O  =  2Al(OH)3↓ +  H2S↑

 Аналогичная реакция происходит и при сливании водных растворов хлорида алюминия и сульфида натрия. Вместо предполагаемого в качестве одного из продуктов реакции сульфида алюминия образуются продукты его полного гидролиза, поэтому можно записать следующее уравнение реакции

2AlCl3 +  3Na2S  +  6H2O  =  2Al(OH)3↓  +  3H2S↑  +  6NaCl

36. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ (р-ции окисления-восстановления) происходят с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих в-в. При окислении в-в степень окисления элементов возрастает, при восстановлении - понижается.

Первоначально окислением называли только р-ции в-в с кислородом, восстановлением - отнятие кислорода. С введением в химию электронных представлений понятие окислительно-восстановительных реакций было распространено на р-ции, в к-рых кислород не участвует.

В неорг. химии окислительно-восстановительные реакции формально могут рассматриваться как перемещение электронов от атома одного реагента (восстановителя) к атому другого (окислителя), напр.:

При этом окислитель восстанавливается, а восстановитель окисляется. При протекании р-ций в гальванич. элементе переход электронов осуществляется по проводнику, соединяющему электроды элемента, и изменение энергии Гиббса DG в данной р-ции м. б. превращено в полезную работу. В отличие от р-ций ионного обмена окислительно-восстановительные реакции в водных р-рах протекают, как правило, не мгновенно.

При окислительно-восстановительных  реакциях атомы в высшей степени  окисления являются только окислителями, в низшей - только восстановителями; атомы в промежут. степени окисления в зависимости от типа р-ции и условий ее протекания м.б. окислителями или восстановителями. Многие окислительно-восстановительные реакции-каталитические (см. Окислительно-восстановительный катализ).

По формальным признакам окислительно-восстановительные  реакции разделяют на межмол. (напр., 2SO2 + O2 SO3) и внутримол