Важнейшие химические понятия и законы Химический элемент это определенный вид атомов с одинаковым зарядом ядра Атом

• Название: Важнейшие химические понятия и законы Химический элемент это определенный вид атомов с одинаковым зарядом ядра Атом
• Дата: 06.03.2023
• Размер: 3.53 Mb.
• Имя файла: OTVETY_NA_BILETY_PO_KhIMII.docx
• Тип: Закон; #972780
• страница: 2 из 14

Химические свойства солей

При химических реакциях солей проявляются особенности как катионов, так и анионов, входящих в их состав. Катионы металлов, находящиеся в растворах, могут вступать в реакции с другими анионами с образованием нерастворимых соединений. С другой стороны, анионы, входящие в состав солей, могут соединяться с катионами с образованием осадков или малодиссоциированных соединений (или же в окислительно-восстановительные реакции). Таким образом, соли могут реагировать:

1. С металлами	Cu + HgCl2 = CuCl2 + Hg , Zn + Pb(NO3)2 = Zn(NO3)2 + Pb.
2. C кислотами	Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2↑, AgCl + HBr = AgBr↓ + HCl
3. C солями	AgNO3 + NaCl = AgCl↓ + NaNO3, K2CrO4 + Pb(NO3)2 = KNO3 + PbCrO4↓.
4. C основаниями	CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + Na2SO4, Ni(NO3)2 + 2KOH = Ni(OH)2 + 2KNO3.
5. Многие соли устойчивы при нагревании. Однако, соли аммония, а также некоторые соли малоактивных металлов, слабых кислот и кислот, в которых элементы проявляют высшие или низшие степени окисления, при нагревании разлагаются: CaCO3 = CaO + CO2, 2Ag2CO3 = 4Ag + 2CO2 + O2, NH4Cl = NH3 + HCl, 2KNO3 = 2KNO2 + O2, 2FeSO4 = Fe2O3 + SO2 + SO3, 4FeSO4 = 2Fe2O3 + 4SO2 + O2, NH4NO3 = N2O + 2H2O.

4.____________________________________

Эквивалент – это реальная или условная частица, которая в кислотно-основных реакциях присоединяет (или отдает) один ион Н⁺ или ОН^–, в окислительно-восстановительных реакциях принимает (или отдает) один электрон, реагирует с одним атомом водорода или с одним эквивалентом другого вещества. 

Например, рассмотрим следующую реакцию: 

H₃PO₄ + 2KOH  K₂HPO₄ + 2H₂O. 

В ходе этой реакции только два атома водорода замещаются на атомы калия, иначе, в реакцию вступают два иона Н⁺ (кислота проявляет основность 2). Тогда по определению эквивалентом H₃PO₄ будет являться условная частица 1/2H₃PO₄, т.к. если одна молекула H₃PO₄ предоставляет два иона Н⁺, то один ион Н⁺ дает половина молекулы H₃PO₄.

С другой стороны, на реакцию с одной молекулой ортофосфорной кислотой щелочь отдает два иона ОН^–, следовательно, один ион ОН^– потребуется на взаимодействие с 1/2 молекулы кислоты. Эквивалентом кислоты является условная частица 1/2Н₃РО₄, а эквивалентом щелочи частица КОН.

Число, показывающее, какая часть молекулы или другой частицы вещества соответствует эквиваленту, называется фактором эквивалентности (f_Э). Фактор эквивалентности – это безразмерная величина, которая меньше, либо равна 1. Формулы расчета фактора эквивалентности приведены в таблице 1.1.

Таким образом, сочетая фактор эквивалентности и формульную единицу вещества, можно составить формулу эквивалента какой-либо частицы, где фактор эквивалентности записывается как химический коэффициент перед формулой частицы:

fЭ (формульная единица вещества)  эквивалент

В примере, рассмотренном выше, фактор эквивалентности для кислоты, соответственно, равен 1/2, а для щелочи КОН равен 1.

Между H₃PO₄ и КОН также могут происходить и другие реакции. При этом кислота будет иметь разные значения фактора эквивалентности:

H₃PO₄ + 3KOH  K₃PO₄ + 3H₂O         f_Э(H₃PO₄) = 1/3

 H₃PO₄ + KOH  KН₂PO₄ + H₂O        f_Э(H₃PO₄) = 1.

Следует учитывать, что эквивалент одного и того же вещества может меняться в зависимости от того, в какую реакцию оно вступает. Эквивалент элемента также может быть различным в зависимости от вида соединения, в состав которого он входит. Эквивалентом может являться как сама молекула или какая-либо другая формульная единица вещества, так и ее часть.

Таблица 1.1 – Расчет фактора эквивалентности 

Частица	Фактор эквивалентности	Примеры
Элемент	, где В(Э) – валентность элемента
Простое вещество	, где n(Э) – число атомов элемента (индекс в химической формуле), В(Э) – валентность элемента	fЭ(H2) = 1/(21) = 1/2; fЭ(O2) = 1/(22) = 1/4; fЭ(Cl2) = 1/(21) = 1/2; fЭ(O3) = 1/(32) = 1/6
Оксид	, где n(Э) – число атомов элемента (индекс в химической формуле оксида), В(Э) – валентность элемента	fЭ(Cr2O3) = 1/(23) = 1/6; fЭ(CrO) = 1/(12) = 1/2; fЭ(H2O) = 1/(21) = 1/2; fЭ(P2O5) = 1/(25) = 1/10
Кислота	, где n(H+) – число отданных в ходе реакции ионов водорода (основность кислоты)	fЭ(H2SO4) = 1/1 = 1 (основность равна 1) или fЭ(H2SO4) = 1/2 (основность равна 2)
Основание	, где n(ОH–) – число отданных в ходе реакции гидроксид-ионов (кислотность основания)	fЭ(Cu(OH)2) = 1/1 = 1 (кислотность равна 1) или fЭ(Cu(OH)2) = 1/2 (кислотность равна 2)
Соль	, где n(Ме) – число атомов металла (индекс в химической формуле соли), В(Ме) – валентность металла; n(А) – число кислотных остатков, В(А) – валентность кислотного остатка	fЭ(Cr2(SO4)3) = 1/(23) = 1/6 (расчет по металлу) или fЭ(Cr2(SO4)3) = 1/(32) = 1/6 (расчет по кислотному остатку)
Частица в окислительно-восстано­вительных реакциях	, где   – число электронов, участвующих в процессе окисления или восстановления	Fe2+ + 2  Fe0 fЭ(Fe2+) =1/2;   MnO4– + 8H+ + 5    Mn2+ + 4H2O fЭ(MnO4–) = 1/5
Ион	, где z – заряд иона	fЭ(SO42–) = 1/2

Эквивалент всегда в z раз меньше, чем соответствующая формульная единица, например: 1/2Ca⁺², 1/5KMnO₄, 1/3Cr(OH)₃, … 1/zФЕ. В одной формульной единице вещества содержится z эквивалентов этого вещества. Число z называют эквивалентным числом, z≥1. Определение эквивалентных чисел неодинаково для обменных и окислительно-восстановительных процессов.

Эквивалент, как частица, может быть охарактеризован молярной массой (молярным объемом) и определенным количеством вещества _э. Молярная масса эквивалента (М_Э) – это масса одного моль эквивалента. Она равна произведению молярной массы вещества на фактор эквивалентности:

МЭ = МfЭ.

 

Молярная масса эквивалента имеет размерность «г/моль».

Молярная масса эквивалента сложного вещества равна сумме молярных масс эквивалентов образующих его составных частей, например:

МЭ(оксида) = МЭ(элемента) + МЭ(О) = МЭ(элемента) + 8  МЭ(кислоты) = МЭ(Н) + МЭ(кислотного остатка) = 1 + МЭ(кислотного остатка)  МЭ(основания) = МЭ(Ме) + МЭ(ОН) = МЭ(Ме) + 17  МЭ(соли) = МЭ(Ме) + МЭ(кислотного остатка).

Газообразные вещества помимо молярной массы эквивалента имеют молярный объем эквивалента (  или V_Э) – объем, занимаемый молярной массой эквивалента или объем одного моль эквивалента. Размерность «л/моль». При н.у. получаем:

 

 Закон эквивалентов был открыт в 1792 г. И. Рихтером. Современная формулировка закона: вещества реагируют и образуются согласно их эквивалентам. Все вещества в уравнении реакции связаны законом эквивалентов, поэтому:

э(реагента1) = … = э(реагентаn) = э(продукта1) = … = э(продуктаn)

 

Из закона эквивалентов следует, что массы (или объемы) реагирующих и образующихся веществ пропорциональны молярным массам (молярным объемам) их эквивалентов. Для любых двух веществ, связанных законом эквивалентов, можно записать:

или    или   ,

          гдеm₁ и m₂ – массы реагентов и (или) продуктов реакции, г;

,   – молярные массы эквивалентов реагентов и (или) продуктов реакции, г/моль;

V₁, V₂ – объемы реагентов и (или) продуктов реакции, л;

, – молярные объемы эквивалентов реагентов и (или) продуктов реакции, л/моль.

Эквивалент в окислительно-восстановительных реакциях

Фактор эквивалентности соединений в окислительно-восстановительных реакциях равен:

f_экв(X) =  ,                

где n – число отданных или присоединенных электронов.

Для определения фактора эквивалентности рассмотрим три уравнения реакций с участием перманганата калия:

      2KMnO₄ + 5Na₂SO₃ + 3H₂SO₄ = 5Na₂SO₄ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O.

      2KMnO₄ + 2Na₂SO₃ + H₂O = 2Na₂SO₄ + 2MnO₂ + 2KOH.

      2KMnO₄ + Na₂SO₃ + 2NaOH = Na₂SO₄ + K₂MnO₄ + Na₂MnO₄ + H₂O.

В результате получаем следующую схему превращения KMnO₄ 



Таким образом, в первой реакции f_экв(KMnO₄) = 1/5, во второй – f_экв(KMnO₄) = 1/3, в третьей – f_экв(KMnO₄) = 1.

Следует подчеркнуть, что фактор эквивалентности дихромата калия, реагирующего в качестве окислителя в кислой среде, равен 1/6:

Cr₂O₇^2 + 6e + 14 H⁺ = 2 Cr³⁺ + 7 H₂O. 

5. Развитие представлений о строении атома. Современные представления о строении атома (квантово-механическая модель); понятие орбитали. Принцип неопределенности, двойственная природа электрона.

Атом – наименьшая нейтрально заряженная частица химического элемента, сохраняющая все его свойства. Это сложная микросхема, состоящая из находящихся в движении элементарных частиц. Атом состоит из положительно заряженного ядра, расположенного в центре атома, и отрицательно заряженных электронов.

Орбиталь – область атомного пространства, где наиболее вероятно могут находиться электроны. При написании электронно-графических формул ее обозначают клеткой:

Число орбиталей на s-подуровне равно 1, на p-подуровне – 3, на d-подуровне – 5. Число орбиталей соответствует числу значений магнитного квантового числа при заданном значении орбитального.

Принцип неопределенности Гейзенберга: невозможно одновременно с достаточной точностью определить положение микрочастицы в пространстве и ее импульс.

Корпускулярно-волновой дуализм – предположение о двойственной природе элементарных частиц. В 1924г. Де Бройль выдвинул гипотезу, что все микрочастицы, в том числе, электрон, имеют двойственную природу, т.е. обладают некоторыми свойствами дискретных частиц (корпускул) и некоторыми свойствами волн, причем длина волны равна: λ = h/mν

где h – постоянная Планка, m – масса частицы, ν – скорость частицы

6._________________