Нn (кислотний залишок)

Кислоти класифікуються за вмістом Оксигену – на оксигеновмісні та безоксигенові, за основністю (кількістю атомів Гідрогену) – на одно-, дво- та триосновні.

Основи – це складні речовини, до складу яких входить атом металу і одна або кілька гідроксильних груп.

Загальна формула основ:

m I

Ме(ОН)_m

Назви основ походять від назви металу з додаванням слова гідроксид. У випадку змінної валентності металу вона вказується в дужках після назви металу.

Виділяють розчинні у воді основи – луги (це гідроксиди лужних та лужноземельних металів) і нерозчинні у воді – гідроксиди важких металів. Виділяють також групу амфотерних гідроксидів, яким відповідають певні амфотерні оксиди.

Солі – це складні речовини, до складу яких входить один або кілька атомів металу і один чи кілька кислотних залишків.

Загальна формула солей:

m n

Меn (кислотний залишок)m

Назви солей походять від назви металу та назви кислотного залишку. У випадку змінної валентності металу її вказують римськими цифрами в дужках після назви металу.

Солі ділять на кілька груп.

Середні солі – продукти повного заміщення атомів Гідрогену у кислоті на атоми металу.

Кислі солі – продукти неповного заміщення атомів Гідрогену у кислоті на атоми металу.

Осно́вні солі – продукти неповного замішення гідроксогруп у основі на кислотний залишок (утворюються при неповній нейтралізації основи кислотою).

Подвійні солі –продукти заміщення атомів Гідрогену в кислоті двома різними металами.

Мішані солі – ті, що утворені атомом одного металу і кількома різними кислотними залишками.

Комплексні солі – ті, що утворені складними комплексними йонами.

Класифікація хімічних реакцій

Є ряд ознак, за якими класифікують хімічні реакції. Серед них виділимо наступні:

1. За зміною числа реагуючих речовин та продуктів реакції

а) Реакції сполучення, під час яких з двох або кількох речовин утворюється одна.

б) Реакції розкладу, під час яких з однієї речовини утворюється декілька простих чи складних речовин.

в) Реакції заміщення, під час яких атоми простої речовини заміщують частину атомів у молекулі або кристалі складної речовини.

г) Реакції обміну, під час яких молекули складних речовин обмінюються складовими частинами. Частковий випадок цього типу реакцій – реакції нейтралізації, коли кислота нейтралізується лугом.

2. За зміною ступеня окиснення елементів, що входять до складу реагуючих речовин

а)Реакції без зміни ступеня окислення атомів у складі реагуючих речовин.

б)Окисно-відновні реакції.

3. За тепловим ефектом

а) Екзотермічні – ті, що супроводжуються виділенням енергії.

б) Ендотермічні – ті, що супроводжуються поглинанням енергії.

4. За напрямом реакції

а) Оборотні – ті, що за певних умов відбуваються одночасно в протилежних напрямках.

б) Необоротні – ті, що відбуваються в одному напрямку. Реакції йонного обміну проходять до кінця, якщо утворюються осад, газ, малодисоційована сполука (наприклад, вода).

5. За участю каталізатора

а) Каталітичні – ті, що проходять за участі каталізатора.

б) Некаталітичні – ті, що проходять без участі каталізатора.

6. За агрегатним станом середовища

а) Гомогенні – коли реагуючі речовини перебувають в одній фазі (рідкій, твердій, газоподібній).

б) Гетерогенні – коли реагуючі речовини перебувають в різних фазах.

Енергетика хімічних реакцій

Екзотермічними називають ті реакції, при проходженні яких теплота виділяється, а ентальпія зменшується:

2Н₂ + О₂ = 2Н₂О + Q

ΔН <0, Q >0.

Ендотермічними називають хімічні реакції, під час яких теплота поглинається, а ентальпія зростає:

СаСО₃ = СаО + СО₂ - Q

ΔН >0, Q <0.

Значення теплових ефектів реакцій (або зміни еннтальпій) часто відносять до 1 моль речовини і однакових умов (стандартні умови: температура 25°С, тиск 101,3 кПа). Термохімічні рівняння – це хімічні рівняння, в яких вказано тепловий ефект реакції:

Н₂(г.)+ О₂(г.) = Н₂О (р.) ΔН = -286 кДж/моль

2Н₂ + О₂ = 2Н₂О ΔН = -572 кДж/моль

Теплота утворення – кількість теплоти, яка виділяється або поглинається при утворенні 1 моль сполуки з простих речовин.

Теплота згоряння – кількість теплоти, яка виділяється або поглинається при згорянні 1 моль речовини.

Швидкість хімічної реакції

Швидкість реакції визначається кількістю речовини, що прореагувала в одиниці об’єму за одиницю часу ( ).

Швидкість реакції залежить від природи реагуючих речовин і, як правило, зростає за умови:

а) підвищення температури;

б) підвищення концентрації реагентів;

в) для гетерогенних реакцій – із зростанням площі поверхні стикання реагентів.

V_гомог. = ,

V_{гетерог.} = .

Закон дії мас: швидкість хімічної реакції за сталої температури прямо пропорційна добутку концентрації реагуючих речовин (крім твердої фази).

2А + В = С,

V = K ∙c² (A) ∙ c(B),

або V = K ∙ [A]² ∙[B].

Правило Вант-Гоффа: з підвищенням температури на кожні 10° швидкість більшості з хімічних реакцій зростає в 2-4 рази (в рівнянні γ – температурний коефіцієнт реакції).

V = V ∙γ .

Хімічна рівновага в оборотних процесах

Хімічна рівновага – це такий стан системи, коли швидкість прямої реакції рівна швидкості оборотної V_пр. = V_зв..

3H₂ + N₂ 2NH₃ ,

3H₂ + N₂ 2NH₃ ,

Константа хімічної рівноваги не залежить від концентрації реагуючих речовин, а залежить лише від температури. Наприклад, для реакції

3H₂ + N₂ = 2NH₃ ,

ця константа визначається так:

К = .

Вплив зовнішніх умов на хімічну рівновагу

Принцип Ле Шательє: Якщо на врівноважену систему діяти ззовні (температура, тиск, концентрація), то рівновага зміщується в напрямку тієї реакції, яка протидіє цій зміні.

Наприклад, для реакції

3H₂ + N₂ = 2NH₃ +Q

а) Підвищення тиску прискорить пряму реакцію, бо до реакції сумарний об’єм вихідних газоподібних речовин складає 4, а після реакції – лише 2. Зниження тиску навпаки прискорить зворотню реакцію.

б) Підвищення температури прискорить зворотню реакцію, бо вона ендотермічна, і сповільнить пряму, бо вона екзотермічна.

в) Підвищення концентрації вихідних речовин прискорить пряму реакцію, а підвищення концентрації продуктів реакції – зворотню.

г) Каталізатор прискорює обидві реакції, тому на хімічну рівновагу не впливає.

Теорія електролітичної дисоціації

Особливості водних розчинів електролітів пояснив шведський вчений С.Арреніус. Для цього він створив теорію електролітичної дисоціації (1887 рік). Пізніше вона була розширена і доповнена рядом вчених. На даному етапі розвитку основні положення теорії виглядають так:

1) У розчинах і розплавах електроліти розпадаються на заряджені частинки – йони. Процес розпаду електролітів на йони називають електролітичною дисоціацією.

2) Для сполук з ковалентними зв’язками електролітична дисоціація – процес оборотний, для йонних сполук в ненасичених розчинах – необоротний. Асоціація – об’єднання протилежно заряджених йонів.

3) Йони в розчинах рухаються хаотично, а під дією електричного струму – спрямовано. Позитивно заряджені йони притягуються до катода і називаються катіонами. Негативно заряджені йони притягуються до анода і називаються аніонами.

4) Ступінь дисоціації залежить від природи електроліту та розчинника, від температури і концентрації. Ступінь дисоціації – це відношення числа молекул, що розпалися на йони, до загального числа молекул розчиненої речовини. Виражається в частках одиниці аба у відсотках. За ним електроліти ділять на сильні (ά → 1) і слабкі (ά → 0).

5) В розчинах утворюються нестійкі хімічні сполуки розчиненої речовини і розчинника – сольвати. У випадку, коли розчинником виступає вода, їх називають гідратами.

З точки зору ТЕД кислоти – це електроліти, що дисоціюють з утворенням катіона гідрогену та аніона кислотного залишку, основи – електроліти, що дисоціюють з утворенням катіона металу і аніона гідроксогрупи, солі – електроліти, що дисоціюють з утворенням катіона металу і аніона кислотного залишку.

Реакції йонного обміну – це реакції, що відбуваються в розчинах електролітів за участю йонів без зміни ступеня окиснення елементів. Такі реакції проходять до кінця, якщо:

а) випадає осад;

б) виділяється газ;

в) утворюється малодисоційована сполука (наприклад, вода).

Окисно-відновні реакції

Ступінь окиснення елемента – це умовний заряд його атома у молекулі чи кристалі, якщо припустити, що вони складаються тільки з елементарних катіонів та аніонів, наприклад (Н¹⁺)₂О². Ступінь окиснення називають ще окиснювальним числом і позначають цифрою з відповідним знаком над символом хімічного алемента: Os⁺⁸, Re⁺⁷, Cr⁺⁶, Au⁺⁵, S⁺⁴, Cl⁺³, N⁺², O^-2, I^-1, C⁰, Si^-4.

У молекулярних сполуках типу H₂O, NO, С₂H₅OH, Н₂S, NH₃ йони відсутні, проте можна з повним правом говорити про ступені окиснення елементів у цих та подібних сполуках. Ступінь окиснення елемента з більшою електронегативністю позначають числом із знаком мінус, тоді другий елемент з меншою електронегативністю матиме додатній ступінь окиснення. Так, Флуор – найактивніший неметал, його електронегативність найвища. Завдяки особливостям своєї електронної структури він у всіх сполуках має лише один ступінь окиснення , а саме -1. Оксиген має ступінь окиснення переважно -2 (у пероксисполуках -1), тільки в сполуках з Флуором +2. Лужні метали проявляють ступінь окиснення +1, лужноземельні +2, алюміній +3 тощо.

Виходячи з того, що молекули і кристали звичайних сполук електронейтральні, можна визначити знак і величину ступеня окиснення різних елементів. Для цього треба скласти просте алгебраїчне рівняння. При цьому треба враховувати, що сумарний заряд усіх атомів у молекулі чи кристалі дорівнює нулю.

Окисно-відновні реакції – це реакціїі, що відбуваються із зміною ступенів окиснення елементів.

Правила визначення ступеня окиснення в сполуках

№п/п	Правила	Приклади
1.	Ступінь окиснення атомів у простих речовинах рівний нулю.	N02, О02, F02, Al0, Fe0, C0, S08 , P04
2.	Ступінь окиснення простого йона рівний його заряду	Al+3, Fe+2, Cl-, S-2
3.	Гідроген у нейонних сполуках з неметалами має ступінь окиснення +1, а в йонних (гідридах металів) – 1. Виключення – гідриди металів і проста речовина.	Н+12О, СН+14, СаН-12 , Н02.
4.	Ступінь окиснення Оксигену – 2. Виключення фторид оксигену, пероксидні сполуки та проста речовина.	NО-2, Н2О -2; O+2F2, Н+2О-2, О02
5.	Алгебраїчна сума ступенів окиснення атомів у складному йоні рівний його заряду	(N+5O-23)- (N-3H+4)+
6.	Алгебраїчна сума ступенів окиснення атомів у складній речовині рівна нулю	К2S+4O3 + (+2) + (+4) + (-23) = 0

Правила складання окисно-відновних рівнянь методом електронного балансу

1. Запишіть схему рівняння реакції:

P₄ + Ba(OH)₂ + H₂O = Ba(H₂PO₂)₂ + PH₃↑.

2. Визначте ступені окиснення атомів всіх елементів і позначте їх вгорі справа над символами елементів:

P⁰₄ + Ba⁺²(O^-2H⁺¹)^-1₂ + H⁺¹₂O^-2 = Ba⁺²(H⁺¹₂P⁺¹O^-2₂)^-1₂ + P^-3H⁺₃.

3. Визначити елементи, атоми яких змінили ступені окиснення:

P⁰₄ + Ba⁺²(O^-2H⁺¹)^-1₂ + H⁺¹₂O^-2 = Ba⁺²(H⁺¹₂ P⁺¹O^-2₂)^-1₂ + P^-3H⁺₃.

4. За різницею ступенів окиснення окисника та відновника до і після реакції визначити, скільки електронів втратив відновник і скільки електронів приєднав окисник:

P⁰ -1е  P⁺¹ – відновник,

P⁰ + 3е  + P^-3 – окисник.

5. Для цих чисел знаходимо найменше спільне кратне:

P⁰ -1е  P⁺¹ │1е │

│ │ 3

P⁰ + 3е  + P^-3 │3е │

6. Найменше спільне кратне поділіть на число електронів, що втратив відновник, потім на число електронів, що приєднав окисник. Знайдені числа – це коефіцієнти для окисника та відновника.

P⁰ -1е  P⁺¹ │1е │ │3

│ │ 3│

P⁰ + 3е  + P^-3 │3е │ │1

7. Знайдені коефіцієнти проставте перед окисником та відновником відповідно до і після реакції:

3P₄ + Ba(OH)₂ + H₂O = 3Ba(H₂PO₂)₂ + PH₃↑.

8. Решту коефіцієнтів розставте методом підбору:

2P⁰₄ + 3Ba(OH)₂ + H₂O = 3Ba(H₂P⁺¹O₂)₂ + 2P^-3H₃↑.