В.В. Еремин, А.Я. Борщевский - Основы общей и физической химии, страница 14

Многие из них проявляют признаки металлического состояния, в первую очередь высокую электропроводность. Карбиды состава МС и МзС обладают очень высокой твердостью,жаропрочностью и коррозионной стойкостью, благодаря чему находят применение в технике — их используют для производства сверхтвердых и тугоплавких сплавов. Самое тугоплавкое вещество — сплав карбидов гафния и тантала состава Н1С 4Т!С. Он начинает плавиться только при 4215'С. Общий способ получения карбидов — прокаливание простых веществ или оксидов с углеродом в электрических печах: 3! + С = Я!С, СаО+ ЗС = СаСз+ СО, ЧзОз + 7С = 2ЧС + 5СО.

Ацетилиды можно получать по обменным реакциям в растворе: СзНз + 2АК5)Оз = АдзСз1+ 2Н5)Оз Карбиды атомного строения и металлоподобные карбиды химически очень устой- чивы, а метаниды и ацетилиды активных металлов легко разлагаются водой или разбавленными кислотами с образованием соответствующих углеводородов: А!4Сз+ 12НзО = ЗСНяТ+ 4А1(ОН)з, ВезС+ 4НС! = СН4Т+ 2ВеС!з, СаСз + 2НзО = СзНзТ + Са(ОН)з. Благодаря этому свойству карбид кальция раньше использовали для получения ацетилена.

Карбиды меди и серебра в сухом состоянии взрываются при небольшом нагре- вании, распадаясь на элементы. Коротко о главном 1. Основные понятия неорганической химии: кислота, основание, окислитель, восстановитель. 2. Основные классы неорганических соединений — оксиды, кислоты, основания, соли. Эта классификация охватывает не все соединения. 3. Физические и химические свойства любого неорганического вещества определяются его строением. 4.

Химические свойства и способы получения неорганических веществ любых классов можно разделить на два основных типа: 1) кислотно-основные; 2) окислительно-восстановительные. 5. Вещества кислотного характера хорошо реагируют с веществами основного характера, окислители взаимодействуют с восстановителями. ЭЗ.!.

Ионные реакции в растворах 67 где и' — количество продиссоциировавшего вещества (в молях), и — его исходное количество. Степень диссоциации зависит от природы растворенного вещества, его концентрации в растворе и температуры. Электролиты со степенью диссоциации больше 0,5 считают сильными, остальные — слабыми. Граница 50'/о, разумеется, условна. К сильным электролитам относятся все сильные кислоты (НС1, НВг, Н1, НХОз, НС10в, Нз80в(разб)), все сильные основания (( 10Н, МаОН, КОН, Ва(ОН)з) и почти все растворимые соли (исключение — НКС1з).

Сильные кислоты почти полностью диссоциируют с образованием положительно заряженного иона водорода Нч и отрицательно заряженного иона кислотного остатка: НС1 — э Нч +С! ННОз — Н++ НОз .' Сильные основания диссоциируют с образованием отрицательного гидроксидиона ОН и положительного иона металла: МаОН вЂ” э !к)а+ + ОН Ва(ОН)з — Ва~ г + 20Н Соли диссоциируют с образованием положительного иона металла и отрицательного иона кислотного остатка: МаС1 — Ма+ + С! Са(МОз)з — Са~+ + 2НО А!з(ЯОв)з — ~ 2А1з+ + 3504 К слабым электролитам относятся слабые кислоты (Нзб, Нз80з, НМОз, НР, НзРОв, СНзСООН) и слабые основания (МН40Н).

Слабые электролиты диссоциируют на ионы обратимо: НЕ ~~ Н+ + Р 1 1НкОН ~ — ХН4 + ОН Слабые многоосновиые кислоты отшепляют ионы водорода последовательно, один за другим. Если полученный кислотный остаток содержит атомы водорода, то он может диссоциировать дальше: НзР04 ~ч — Н + НзРОв, НзР04 ~ Н + НРОв НРОз — — Нч. + РОз- На каждой последующей стадии степень диссоциации намного меньше, чем на предыдущей. Например, в растворе НзРОе с малярной концентрацией 1 моль/л степень диссоциации по первой ступени равна 8,2%, по второй — в 110 тыс. раз меньше, чем по первой, а по третьей ступени — в !60 тыс. раз меньше, чем по второй.

1 Напомним, что это — сокращенная запись. Более правильно, хотя и более громоздко записывать это уравнение в виде НС1+ НэΠ— ~ НзО+ + С! 68 Гл. 3. Кисловгно-основные и ионные равновесия в растворах Если в растворе присутствует несколько электролитов, то между ними могут протекать реакции. Эти реакции подчиняются общему качественному принципу; 1 ионные реакции в растворах протекают в сторону связывания ионов, т. е. уменьшения их количества. Связывание ионов происходит в трех случаях: 1) образование осадка; 2) выделение газа; 3) образование слабого электролита.

Все это — признаки протекания ионных реакций в растворах. Рассмотрим конкретные примеры. 1. Образование осадков: ВаС!з + 1чаз304 = Ва504(+ 2НаС!. Этот процесс нагляднее описывается не молекулярным, а ионным уравнением. В ионных уравнениях сильные электролиты записывают в виде ионов, слабые — в молекулярном виде: (Ва~++2С! )+ (2Ха~+30~~ ) = Ва3044+ (2На++2С! ). Ионы Гча~ и С! в реакции не расходуются, поэтому их можно сократить. Получим сокращенное ионное уравнение: Ват+ + ЯО~ = Ва304, которое показывает только те частицы, которые непосредственно участвуют в ионной реакции.

2. Образование газов: КяСОз + 2НС! = 2КС! + СОя~ + НзО. Сокращенное ионное уравнение: СОз + 2Н+ = СОз~+ НзО. 3. Образование слабых электролитов — воды или слабых кислот. Вода образуется в реакции нейтрализации между кислотами и основаниями: Н++ОН = НзО. Одному и тому же ионному уравнению всегда соответствует не одна, а несколько однотипных реакций. Так, приведенное выше ионное уравнение описывает реакции: НС! + МаОН = ХаС! + НтО, 2Н1ЧОз + Ва(ОН)з = Ва(ХОз)т+ 2НтО, Нз304 + 2КОН = Кт304 + 2НзО и многие аналогичные.

Слабые кислоты образуются при реакции между соответствующими солями и сильными кислотами. В этих случаях говорят, что «сильные кислоты вытесняют слабые из их солей>: 2КР + НтБО» = Кз304 + 2НР, или Е +Н4 =НЕ. Эа.1. Ионные реакции в раеаворах 69 Из раствора не выделяются ни осадок, ни газ, однако реакция идет, так как ионы Нь и Г связываются в молекулы НГ. Аналогичная реакция в водном растворе между КС1 и НаБ04 не идет, так как НС1 — сильная кислота. Для реакции 2КС1+ НзБО4 = КзБО4+ 2НС1 В левой части сульфид-ионы Ба связаны ионами железа в нерастворимый ГеБ, а в правой они же связаны ионами Н+ в сероводород НзБ, который выделяется из раствора в виде газа. Опыт говорит о том, что реакция идет слева направо, следовательно в данном случае ионы Н+ связывают Б~ сильнее. Напротив, в сульфиде свинца РЬБ ионы Бз связаны сильнее, чем в НзБ, поэтому последний может осаждать РЬБ из растворов солей свинца: НзБ+ РЬ(ЫОз)а = РЬБ(+ 2НЫОз (НаБ + РЬ~ ь = РЬБ) + 2Нь).

Количественными характеристиками способности связывать ионы служат константы равновесия. Именно они помогают предсказывать направления протекания ионных процессов в растворе. Перейдем к их изучению. Для реакции 2'м;А; 2 т,А; (3.2) термодинамическая константа равновесия К, равна отношению произведения равновесных активностей продуктов к произведению равновесных активностей реагентов: (3.3) Активность — безразмерная термодинамическая функция.

Ее строгое определение будет дано во второй части книги (см. гл. 23). Здесь мы ограничимся приближенными выражениями: для идеальных газов активность выражается через давление, для веществ в разбавленном растворе — через концентрации, активность чистого жидкого или твердого вещества равна 1; — — идеальный газ, р~ 1 бар с, — разбавленный раствор, ! моль/л 1 — чистое вешество (ж., тв.). (3.4) а;= сокращенное ионное уравнение имеет вид О = О. Это означает, что реакция просто не идет, так как ионы друг с другом не реагируют.

У такой реакции нет признака и нет движущей силы. Бывает, что в каждой части ионного уравнения имеется свой признак — например, в левой части осадок, а в правой газ. В этом случае реакция идет в том направлении, где ионы связаны сильнее. Так, сульфид железа (11) нерастворим в воде, но растворяется в соляной кислоте с выделением сероводорода: ГеБ+ 2НС! = ГеС!з+ НаБ! (ГеБ+2Н" = Ге"'+НаБ!). 70»л.

3. Кислотно-основные и ионные равновесия в растворах К, = ехр( — — ). (3.5) Из этого выражения видно, что все константы равновесия зависят от температуры. Первое равновесие, которое мы рассмотрим, реализуется в насыщенных растворах малорастворимых электролитов — тех, которые в таблицах растворимости обозначаются буквой «М» (малорастворимо) или «Н» (нерастворимо). В насыщенном растворе ионы находятся в равновесии с твердым (нерастворившимся) веществом: АнВ«(тв.) ~» тА"+(р.) + пВ" (р,). (3.6) Константу данного равновесия называют произведением растворимости. В отечественной литературе ее обозначают ПР, в иностранной — К,р (зр — зо!и5111!у ргобис1).

Активность твердого вещества равна 1, поэтому произведение растворимости выражается только через равновесные концентрации ионов в растворе: ПР = [А" »] [В~ ]'. (3.7) Для хорошо растворимых электролитов выражение (3.7) уже не используют, так как в концентрированных растворах активность может сильно отличаться от концентрации. Произведения растворимости малорастворимых веществ приведены в справочниках, а в нашей книге — в табл. П.5 приложения. По ним можно определить растворимость вещества, т.е. рассчитать концентрацию насыщенного раствора. Пусть растворимость АнВ« при заданной температуре равна в моль/л, тогда из уравнения диссоциации электролита находим равновесные концентрации ионов в насыщенном растворе: [А"+] = тз, [В" ] = пв.