Химические вещества можно разделить на две неравные группы: простые и сложные.

Простые вещества состоят из атомов одного элемента (О 2 , P 4).

Сложные вещества состоят из атомов двух и более элементов (CaO, H 3 PO 4).

Простые вещества можно разделить на металлы и неметаллы .

Металлы – это простые вещества, в которых атомы соединены между собой металлической химической связью. Металлы стремятся отдавать электроны и характеризуются металлическими свойствами (металлический блеск, высокая электро- и теплопроводность, пластичность и др.).

Неметаллы – это простые вещества, в которых атомы соединены ковалентными (или межмолекулярными) связями. Неметаллы стремятся принимать или притягивать электроны. Неметаллические свойства – это способность принимать или притягивать электроны.

Все элементы в Периодической системе химических элементов (ПСХЭ) расположены либо в главной подгруппе , либо в побочной . В различных формах короткопериодной ПСХЭ главные и побочные подгруппы расположены по-разному. Есть простой способ, который позволит вам быстро и надежно определять, к акой подгруппе относится элемент. Дело в том, что все элементы второго периода расположены в главной подгруппе. Те элементы, которые расположены в ячейке точно под элементами второго периода (справа или слева), относятся к главной подгруппе. Остальные — к побочной.

Например , в таблице Менделеева, которая используется на ЕГЭ по химии , элемент номер 32, галлий, расположен в ячейке справа, точно под соответствующим ему элементом второго периода, бором. Следовательно, галлий относится к главной подгруппе. А вот скандий, элемент номер 21, расположен в ячейке слева. Следовательно, скандий относится к побочной подгруппе.

Неметаллы расположены в главных подгруппах, в правом верхнем угле ПСХЭ . К металлам относятся все элементы побочных подгрупп и элементы главных подгрупп, расположенные в левой нижней части ПСХЭ . Разделяют металлы и неметаллы обычно, проводя условную линию от бериллия до астата. На рисунке показано точное разделение на металлы и неметаллы. Закрашены цветом неметаллы.

Основные классы сложных веществ — это оксиды , гидроксиды , соли .

Оксиды — это сложные вещества, которые состоят из атомов двух элементов, один из которых кислород, имеющий степень окисления -2.

В зависимости от второго элемента оксиды проявляют разные химические свойства. Некоторым оксидам соответствуют гидроксиды (солеобразующие оксиды), а некоторым нет (несолеобразующие).

Солеобразующие оксиды делят на основные, амфотерные и кислотные.

Основные оксиды — это оксиды, которые проявляют характерные основные свойства. К ним относят оксиды, образованные атомами металлов со степенью окисления +1 и +2 . Например , оксид лития Li 2 O, оксид железа (II) FeO.

Кислотные оксиды — это оксиды, которые проявляют кислотные свойства. К ним относят оксиды, образованные атомами металлов со степенью окисления +5, +6 и +7 , а также атомами неметаллов с любой степенью окисления . Например , оксид хлора (I) Cl 2 O, оксид хрома (VI) CrO 3 .

Амфотерные оксиды — это оксиды, которые проявляют и основные, и кислотные свойства. Это оксиды металлов со степенью окисления +3 и +4 , а также четыре оксида со степенью окисления +2: ZnO, PbO, SnO и BeO .

Несолеобразующие оксиды не проявляют характерных основных или кислотных свойств, им не соответствуют гидроксиды. К несолеобразующим относят четыре оксида: CO, NO, N 2 O и SiO .

Встречаются и оксиды, похожие на соли, т.е. солеобразные (двойные).

Двойные оксиды — это некоторые оксиды, образованные элементом с разными степенями окисления. Например , магнетит (магнитный железняк) FeO·Fe 2 O 3 .

Алгоритм определения типа оксида: сначала определяем, какой элемент образует оксид – металл или неметалл . Если это металл, то определяем степень окисления, затем определяем тип оксида. Если это неметалл, то оксид кислотный (если это не исключение).

Гидроксиды — это сложные вещества, в составе которых есть группа Э-O-H. К гидроксидам относятся основания, амфотерные гидроксиды, и кислородсодержащие кислоты.

Каждому солеобразующему оксиду соответствует гидроксид:

основному оксиду соответствует гидроксид основание ,

кислотному оксиду соответствует гидроксид кислота ,

амфотерному оксиду соответствует амфотерный гидроксид .

Например , оксид хрома (II) CrO — основный, ему соответствует гидроксид основание. Формулу гидроксида легко получить, просто добавив к металлу гидроксидную группу OH: Cr(OH) 2 .

Оксид хрома (VI) — кислотный, ему соответствует гидроксид кислота H 2 CrO 4, и кислотный остаток хромат-ион CrO 4 2- .

Если все индексы кратны 2, то мы делим все индексы на 2.

Например : N 2 O 5 + H 2 O → H 2 N 2 O 6 , делим на 2, получаем HNO 3 . Так получаем мета-формулу кислоты. Если мы добавим еще одну молекулу воды, то получим орто-формулу кислоты.

Например : оксид P 2 O 5 , мета-форма: HPO 3 . Добавляем воду, орто-форма: H 3 PO 4 . Орто-форма устойчива у фосфора и мышьяка.

Оксид хрома (III) — Cr 2 O 3 — амфотерный, ему соответствует амфотерный гидроксид, который может выступать и как основание, и как кислота: Cr(OH) 3 = HCrO 2 , кислотный остаток хромит: CrO 2 — .

Взаимосвязь оксидов и гидроксидов:

Основания (основные гидроксиды) — это сложные вещества, которые при диссоциации в водных растворах в качестве анионов (отрицательных ионов) образуют только гидроксид-ионы OH — .

Основания можно разделить на растворимые в воде (щелочи ), нерастворимые в воде, и самопроизвольно разлагающиеся .

К разлагающимся в воде (неустойчивым) основаниям относят гидроксид аммония, гидроксид серебра (I), гидроксид меди (I). В водном растворе такие соединения практически необратимо распадаются:

NH 4 OH → NH 3 + H 2 O

2AgOH → Ag 2 O + H 2 O

2CuOH → Cu 2 O + H 2 O

Основания с одной группой ОН – однокислотные (например, NaOH ) , с двумя – двухкислотные (Ca(OH) 2) и с тремя – трехкислотные (Fe(OH) 3) .

Кислоты – это сложные вещества, которые при диссоциации в водных растворах образуют в качестве катионов только ионы гидроксония H 3 O + (H +). Кислоты состоят из водорода H + и кислотного остатка.

По числу атомов водорода, которые можно заместить на металлы, кислоты разделяют на одноосновные (HNO 3), двухосновные (H 2 SO 4), трехосновные (H 3 PO 4) и т.д.

Кислоты также можно разделить на сильные и слабые.

Сильные кислоты. К ним относятся:

• Бескислородные кислоты: HCl, HBr, HI . Остальные бескислородные кислоты, как правило, слабые.
• Некоторые высшие кислородсодержащие кислоты: H 2 SO 4 , HNO 3 , HClO 4 и др.

Слабые кислоты . К ним относятся:

• Слабые и растворимые кислоты : это H 3 PO 4 , CH 3 COOH , HF и др.
• Летучие или неустойчивые кислоты : H 2 S — газ; H 2 CO 3 H 2 CO 3 → Н 2 О + СО 2 ; H 2 SO 3 — распадается на воду и оксид: H 2 SO 3 → H 2 O+ SО 2 .
• Нерастворимые в воде кислоты : H 2 SiO 3 , H 3 BO 3 и другие.

Определить, сильная кислота перед вами, или слабая, позволяет простой прием. Мы вычитаем из числа атомов O в кислоте число атомов H. Если получаем число 2 или 3, то кислота сильная . Если 1 или 0 — то кислота слабая .

Соли – сложные вещества, состоящие из катиона металла (или металлоподобных катионов, например, иона аммония NH 4 +) и аниона кислотного остатка. Также солями называют вещества, которые могут быть получены при взаимодействии кислот и оснований с выделением воды.

Если рассматривать соли, как продукты взаимодействия кислоты и основания , то соли делят на средние , кислые и основные .

Средние соли – продукты полного замещения катионов водорода в кислоте на катионы металла (например , Na 2 CO 3 , K 3 PO 4 ).

Кислые соли – продукты неполного замещения катионов водорода в кислоте на катионы металлов (например , NaHCO 3 , K 2 HPO 4 ).

Основные соли – продукты неполного замещения гидроксогрупп основания на анионы кислотных остатков кислоты (например , малахит (CuOH) 2 CO 3 ).

По числу катионов и анионов соли разделяют на:

Простые соли – состоящие из катиона одного типа и аниона одного типа (например , хлорид кальция CaCl 2 ).

Двойные соли – это соли, состоящие из двух или более разных катионов и аниона одного типа (например , алюмокалиевые квасцы – KAl(SO 4) 2 ).

Смешанные соли – это соли, состоящие из катиона одного типа и двух или более анионов разного типа (например , хлорид-гипохлорит кальция Ca(OCl)Cl ).

По структурным особенностям выделяют также гидратные соли и комплексные соли.

Гидратные соли (кристаллогидраты ) – это такие соли, в состав которых входят молекулы кристаллизационной воды (например , декагидрат сульфата натрия Na 2 SO 4 ·10 H 2 O ).

Комплексные соли – это соли, содержащие комплексный катион или комплексный анион (K 3 , (OH) 2 ).

Помимо основных классов неорганических соединений, существует большое количество других. Например, бинарные соединения элементов с водородом.

Водородные соединения – это сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых водород. Водород образует солеобразные гидриды и летучие водородные соединения.

Солеобразные гидриды ЭН х – это соединения металлов IA, IIA групп и алюминия с водородом. Степень окисления водорода равна -1. Например , гидрид натрия NaH .

Летучие водородные соединения Н х Э – это соединения неметаллов с водородом, в которых степень окисления водорода равна +1. Например , аммиак NH 3 , фосфин PH 3 .

Простые вещества и химические соединения. Оксиды: основные, кислотные и амфотерные. Номенклатура окси­дов. Зависимость кислотно-основного характера оксидов от положения в периодической системе и степени окис­ления элемента. Химическое взаимодействие между оксидами с образованием солей. Гидроксиды основные и амфотерные, кислоты. Их номенклатура и получение. Соли: нормальные, кислые и основные. Номенклатура солей. Получение и свойства солей.

Номенклатура и свойства комплексных соединений.

Неорганические соединения различают по составу (бинарные и многоэлементные) и функциональным признакам. К бинарным соединениям относят соединения элементов с кислородом (оксиды ), галогенами (галогениды – фториды, хлориды, бромиды, иодиды), халькогенами (халькогениды – сульфиды, селениды, теллуриды), азотом (нитриды), фосфором (фосфиды), углеродом (карбиды), кремнием (силициды ), а также соединения металлов друг с другом (интерметаллиды ) и водородом (гидриды ). Среди многоэлементных соединений выделяют гидроксиды (вещества, содержащие гидроксидные группы - ОН), производные гидроксидов – соли , а также комплексные соединения , гидраты и кристаллогидраты.

В соответствии с правилами ИЮПАК наименование любого вещества должно однозначно указывать на его состав. Поэтому в основу систематических.е. нование любого вещества должно однозначно указывать на его состав, поэтому в основу системаи соединений, нные соотношения названий неорганических веществ положены названия элементов, входящих в их состав.

Название бинарного соединения образуется из латинского корня наименования более электроотрицательного элемента с окончанием –ид и русского наименования менее электроотрицательного элемента в родительном падеже. При написании формулы вещества менее электроотрицательный элемент стоит левее. Например, Al 2 O 3 – оксид алюминия, AgI – иодид серебра, OF 2 – фторид кислорода. Для некоторых элементов корни их русских названий совпадают с корнями латинских, за исключением элементов, представленных ниже в таблице 1:

Таблица 1

Названия химических элементов

Символьная запись	Русское название	Латинское название
Ag	Серебро	Аргент-
As	Мышьяк	Арс-, арсен-
Au	Золото	Аур-
C	Углерод	Карб-, карбон-
Cu	Медь	Купр-
Fe	Железо	Ферр-
H	Водород	Гидр-, гидроген-
N	Азот	Нитр-
Ni	Никель	Никкол-
O	Кислород	Окс-, оксиген-
Pb	Свинец	Плюмб-
S	Сера	Сульф-, тио-
Sb	Сурьма	Стиб-
Si	Кремний	Сил-, силиц-, силик-
Hg	Ртуть	Меркур-
Mn	Марганец	Манган-
Sn	Олово	Станн-

Для обозначения количественного состава используют греческие числительные в качестве приставки, например, Hg 2 Cl 2 – дихлорид диртути, СО – монооксид углерода, СО 2 - диоксид углерода.

Числительные приставки имеют следующие названия:

1 - Моно- 5 - Пента- 9 - Нона-

2 - Ди- 6 - Гекса- 10 - Дека-

3 - Три- 7- Гепта- 11 - Ундека-

4 - Тетра- 8 - Окта- 12- Додека- .

Название многоэлементного соединения отражает его функциональные признаки, такие как принадлежность к гидроксидам или кислотам. Гидрооксиды – это соединения оксидов с водой. Их подразделяют на основные, проявляющие в химических реакциях свойства оснований, кислотные – проявляющие свойства кислот, амфотерные – способные проявлять как кислотные, так и основные свойства.

К классу оснований , согласно теории электролитической диссоциации, относят вещества, способные в водном растворе диссоциировать с образованием гидроксид-ионов ОН - : Наименование основного гидроксида (или основания) образовано из слова «гидроксид» и названия элемента в родительном падеже, после которого при необходимости указывают степень окисления элемента. Например, NaOH – гидроксид натрия, Fe(OH) 2 – гидроксид железа (II) или дигидроксид железа. Общую формулу основания можно записать как М(ОН) m , где М – металл, m- число гидроксильных групп, или кислотность основания .

Вещества, способные диссоциировать в растворе с образованием ионов водорода Н + , в соответствии с теорией электролитической диссоциацией относят к классу кислот .

Кислоты в зависимости от наличия в их составе кислорода подразделяются на кислородсодержащие и на безкислородные . В общем случае формулу кислоты можно записать как Н n А, где А – кислотный остаток, n – число атомов водорода в молекуле, или основность кислоты .

Систематическое название кислоты включает в себя наименование двух частей: электроположительной (атомы водорода) и электроотрицательной (кислотный остаток, анион). В названии аниона вначале указывают атомы кислорода (-оксо-), затем кислотообразующего элемента с добавлением суффикса -ат, далее в скобках абсолютную величину степени окисления этого элемента. Например, H 2 CO 3 – триоксокарбонат (IY) водорода, Н 2 SO 4 – тетраоксосульфат (VI) водорода. При наличии в анионе других атомов название аниона составляют из латинских корней названий соответствующих элементов и соединительной гласной -о- в порядке их размещения в формуле справа налево. Например, H 2 SO 3 (O 2) – пероксотриоксосульфат (VI) водорода, Н 2 SO 3 S – тиотриоксосульфат (VI) водорода. Систематические наименования наиболее употребительных кислот представлены в таблице 3.

Традиционное название состоит из двух слов – прилагательного, производного от корня названия кислотообразующего элемента, и слова «кислота», например, Н 2 SO 4 – серная кислота, НNO 3 – азотная кислота.

Амфотерные гидрооксиды способны диссоциировать в водных растворах как по типу оснований, так и по типу кислот, например,

При взаимодействии с кислотами они проявляют свойства оснований, а при взаимодействии с основаниями – свойства кислот. Их названия составляют по схеме, соответствующей основным гидроксидам.

Таблица 2

Названия важнейших кислот и их солей

Формула кислоты	Названия
Кислоты	Соли
HAlO 2	Метаалюминиевая	Метаалюминат
HAsO 3	Метамышьяковая	Метаарсенат
H 3 AsO 4	Ортомышьяковая	Ортоарсенат
HAsO 2	Метамышьяковистая	Метаарсенит
H 3 AsO 3	Ортмышьяковистая	Ортоарсенит
HBO 2	Метаборная	Метаборат
H 3 BO 3	Ортоборная	Ортоборат
H 2 B 4 O 7	Четырёхборная	Тетраборат
HBr	Бромводород	Бромид
HOBr	Бромноватистая	Гипобромит
HBrO 3	Бромноватая	Бромат
HCOOH	Муравьиная	Формиат
CH 3 COOH	Уксусная	Ацетат
HCN	Циановодород	Цианид
H 2 CO 3	Угольная	Карбонат
H 2 C 2 O 4	Щавелевая	Оксалат
HCl	Хлороводород	Хлорид
HOCl	Хлорноватистая	Гипохлорит
HClO 2	Хлористая	Хлорит
HClO 3	Хлорноватая	Хлорат
HClO 4	Хлорная	Перхлорат
HCrO 2	Метахромистая	Метахромит
H 2 CrO 4	Хромовая	Хромат
H 2 Cr 2 O 7	Двухромовая	Дихромат
HI	Йодоводород	Йодид
HOI	Йодноватистая	Гипойодит
HIO 3	Йодноватая	Йодат
HIO 4	Йодная	Перйодат
HMnO 4	Марганцовая	Перманганат
H 2 MnO 4	Марганцовистая	Манганат
H 2 MoO 4	Молибденовая	Молибдат
HN 3	Азидоводород (азотистоводородная)	Азид
HNO 2	Азотистая	Нитрит
HNO 3	Азотная	Нитрат
HPO 3	Метафосфорная	Метафосфат
H 3 PO 4	Ортофосфорная	Ортофосфат
H 4 P 2 O 7	Двуфосфорная (пирофосфорная)	Дифосфат (пирофосфат)
H 3 PO 3	Фосфористая	Фосфит
H 3 PO 2	Фоснофорноватистая	Гипофосфит
H 2 S	Сероводород	Сульфид
HSCN	Родановодород	Роданид
H 2 SO 3	Сернистая	Сульфит
H 2 SO 4	Серная	Сульфат
H 2 S 2 O 3	Тиосерная	Тиосульфат
H 2 S 2 O 7	Двусерная (пиросерная)	Дисульфат (пиросульфат)
H 2 S 2 O 8	Пероксодвусерная (надсерная)	Пероксидосульфат (персульфат)
H 2 Se	Селеноводород	Селенид
H 2 SeO 3	Селенистая	Селенит
H 2 SeO 4	Селеновая	Селенат
H 2 SiO 3	Кремниевая	Силикат
HVO 3	Ванадиевая	Ванадат
H 2 WO 4	Вольфрамовая	Вольфрамат

Соли представляют собой продукты замещения ионов водорода кислоты на металл или гидроксильных групп основания на кислотный остаток. В зависимости от полноты замещения атомов водорода или гидроксильных групп соли подразделяют на средние (или нормальные ), например К 2 SO 4 , кислые (или гидросоли ) например NaHCO 3 , и основные (или гидроксосоли ) например FeOHCl. Различают также двойные соли , образованные двумя металлами и одним кислотным остатком (КАl(SO 4) 2), и смешанные соли, образованные одним металлом и двумя кислотными остатками (СаСlОСl). Названия солей обусловлены систематическими названиями соответствующих кислот, например, К 2 SO 4 – тетраоксосульфат (VI) калия, NaHCO 3 – триоксокарбонат (IY) водорода-натрия, FeOHCl или, точнее, FeClOH – гидрокси-хлорид железа (II).

При наличии числовых приставок (1, 2, . . .) в названии вещества для верного понимания формулы применяют умножение приставки (например, КАl 3 (SO 4) 2 (OH) 6 – гексагидроксид-бис(сульфат) триалюминия-калия). Названия приставок следующие:

1 Монокис- 5 Пентакис- 9 Нонакис-

3 Трис- 7 Гептакис- 11 Ундекасис-

Традиционные наименования солей также содержат названия анионов в именительном падеже и названия катионов в родительном падеже (см. табл. 2), например, К 2 SO 4 – сульфат калия, NaHCO 3 – гидрокарбонат натрия, FeOHCl – гидроксохлорид железа (II).

Оксиды в зависимости от характерных функций, выполняемых в химических реакциях, подразделяют на солеобразующие (среди них выделяют основные, кислотные и амфотерные) и несолеобразующие .

Основные оксиды образуют соли при взаимодействии с кислотами или кислотными оксидами. Им соответствуют основания, так как они их образуют при взаимодействии с водой, например СаО – Са(ОН) 2 .

Кислотные оксиды образуют соли при взаимодействии с основаниями или основными оксидами. Они могут быть получены путем отделения воды от соответствующей кислоты. Поэтому их называют также ангидридами кислот, например SO 3 – ангидрид Н 2 SO 4 .

Амфотерные оксиды образуют соли как при взаимодействии с кислотами, так и при взаимодействии с основаниями, например, ZnO, Al 2 O 3 .

Гидраты и кристаллогидраты – соединения, содержащие в своем составе воду, например, NH 3 ∙ Н 2 О ∙ Fe 2 O 3 , n H 2 O, СuSO 4 ∙ 5Н 2 О. Как систематические, так и традиционные названия таких соединений начинаются со слова «гидрат» с соответствующей приставкой: NH 3 ∙ Н 2 О – гидрат аммиака, Fe 2 O 3 ∙ n H 2 O – полигидрат оксида железа (III), СuSO 4 ∙ 5Н 2 О – пентагидрад тетраоксосульфата меди (II), или пентагидрад сульфата меди (II).

Лекция 5. Химическая термодинамика

Химическая термодинамика. Термодинамические системы. Термодинамические параметры. Термодинамический процесс. Внутренняя энергия, теплота, работа. Первый закон термодинамики. Энтальпия. Закон Гесса и следствия из него. Энтропия. Второе начало термодинамики. Свободная энергия Гиббса и свободная энергия Гельгмольца.

Химическая термодинамика.

Термодинамика изучает взаимное превращение теплоты, работы и различных видов энергии. Слово термодинамика происходит от греческих слов термос (тепло) и динамос (сила, мощь). Термин термодинамика был введён Томсоном в 1854 году, который употребил его как синоним понятий теплота и работа.

Термодинамика основывается на трёх фундаментальных принципах, которые называются началами термодинамики. Они являются обобщением многочисленных экспериментальных фактов.

Применение методов термодинамики к химическим реакциям и процессам обусловили появление химической термодинамики. Предметом изучения химической термодинамики является превращение энергии при химических взаимодействиях, которые происходят при протекании химических процессов.

Термодинамические системы. Термодинамические параметры. Термодинамический процесс.

Термодинамика использует ряд понятий и модельных представлений, таких как термодинамическая система, параметры состояния, энергия, теплота, работа. Перейдем к их рассмотрению.

Понятие система означает ту часть материального мира, которую мы исследуем. Например, химический стакан с водой, реактор на химическом предприятии. Остальная часть материального мира, за пределами условно выделенной системы – называется окружением.

Термодинамической системой – называется совокупность тел, которая фактически или мысленно может быть выделена из окружающей среды. Система отделена от окружения границей, через которую совершается материальный обмен - массообмен или (и) теплообмен. В зависимости от степени изолированности различают открытые, закрытые, изолированные системы.

Открытые системы – это системы, которые обмениваются с внешней средой веществом, механической работой, теплотой и излучением. Например, в пробирке смешивается карбонат натрия (сода) с раствором хлорводородной кислоты. В результате протекает реакция

Na 2 CO 3 + HCl = NaCl + CO 2 + H 2 O.

В рассматриваемом химическом процессе масса системы уменьшается, так как улетучивается диоксид углерода, и выделяется тепло, часть которого идёт на нагрев окружающего воздуха.

Закрытые системы – системы, которые не обмениваются с внешней средой веществом, но взаимодействуют с ней посредством механической работы, теплообмена и излучения. Примером закрытой системы является пробирка, в которой происходит смешение соды с хлорводородной кислотой, закрытая пробкой.

Изолированные системы – системы невзаимодействующие с внешней средой. Между изолированной системой и окружением не происходит никакого обмена ни веществом, ни энергией. На практике понятие абсолютно изолированных систем не существует, оно является абстрактным, мысленным построением. Примером приближенно изолированной системы является термос или сосуд Дьюара.

Система может находиться в том или ином состоянии. Состоянием системы называется совокупность физических и химических свойств, характеризующих систему.

Состояние термодинамической системы характеризуют параметры состояния : давление, объём, температура, концентрация.

Давление (Р) характеризует подвижность молекул и определяется силой, с которой газообразные частицы действуют на стенки сосуда. Давление измеряют в Па (Паскаль), атм (атмосфера), мм рт. ст. (миллиметры ртутного столба): 1 атм = 760 мм рт. ст. = 101325 Па.

Объём (V) характеризует часть пространства, занимаемого веществом. Измеряют объём в м 3 (кубический метр), см 3 (кубический сантиметр), л (литр), мл (миллилитр): 1 м 3 = 1000 л; 1л = 1000 мл.

Температура (Т, t) характеризует степень нагретости системы и измеряется в К (шкала Кельвина) и 0 С (шкала Цельсия). Для перевода температур, выраженных в разных шкалах, используют выражение

Т = t + 273 (1).

Концентрация вещества (с) определяет количественный состав раствора, смеси, расплава. Например, молярная концентрация – количество молей вещества в 1 л раствора или смеси, обозначается через моль/л.

Таким образом, набор параметров (р, V, Т) называется состоянием системы, так как считается, что он полностью определяет состояние. Термодинамические параметры являются макроскопическими величинами, измеряемыми в опыте. Они являются функциями состояния, то есть их изменение определяется только начальным и конечным состояниями и не зависит от пути процесса, в результате которого произошло это изменение

∆ Т = Т кон – Т нач = Т 2 – Т 1 (2).

Для бесконечно малых изменений можно записать

∆ Т = dT (3).

Если величина не является функцией состояния, а зависит от пути процесса, то она является функцией перехода. В этом случае бесконечно малое изменение величины А записывают в виде

∆А = δА (4).

Таким образом, знак ∆ - обозначает изменение величины, являющейся функцией состояния, знак δ – обозначает изменение величины, являющейся функцией перехода.

Термодинамические параметры не являются независимыми, а связаны уравнением состояния. Примером такого уравнения является уравнение состояния идеального газа, которое называется уравнением Менделеева-Клайперона

где n – число молей газа; R – газовая постоянная.

Состояние термодинамической системы может изменяться с течением времени. Обычно такое изменение фиксируется при измерении одного из термодинамических параметров. Поэтому в термодинамике используется понятие термодинамического процесса.

Термодинамическим процессом называется всякое изменение в системе, связанное с изменением хотя бы одного параметра. Таким образом, термодинамический процесс – это изменение состояния системы. Различают следующие процессы: изохорный (V = const), изобарный (p = const), изотермический (T = const), адиабатный (теплота Q = 0).

Термодинамические процессы бывают:

-обратимые , когда переход из одного состояния в другое и обратно может происходить по одному и тому же пути, и после возвращения в исходное состояние в окружающей среде не остаётся макроскопических изменений; примером обратимого процесса является сжатие и растяжение пружины;

-необратимые или неравновесные , когда параметры изменяются с конечной скоростью и переход из одного состояния в другое и обратно не может происходить по одному и тому же пути, в результате в окружающей среде остаются макроскопические изменения; примером необратимого процесса является пластическая деформация металлической проволоки.

Внутренняя энергия, теплота, работа.

Кроме термодинамических параметров немаловажную роль играют и другие термодинамические величины, такие как работа и теплота. Они являются количественной мерой термодинамических процессов и характеризуют участие системы в термодинамических процессах. Работа и теплота являются энергетическими характеристиками. Поэтому рассмотрим понятие энергии.

Энергия происходит от греческого слова «действие» - есть мера способности совершать работу. Энергия измеряется в Дж (Джоуль). Многочисленные наблюдения и опытные факты говорят о следующих свойствах энергии.

Энергия не исчезает и не возникает из ничего.

Энергия может существовать в разнообразных формах.

В изолированной системе энергия может переходить из одной формы в другую, но её количество остаётся постоянным.

Если система не изолирована, то её энергия может изменяться, но при одновременном изменении энергии внешней среды на точно такую же величину.

Любая система обладает определённым запасом энергии, то есть энергия неотъемлемое свойство системы.

Для рассмотрения химических процессов важны следующие формы энергии: солнечная, механическая, химическая, ядерная, электрическая.

Различают следующие виды энергии: кинетическую (энергия движения), потенциальную (энергия положения и взаимодействия) и внутреннюю энергию (энергию состояния).

В школьном курсе изучаются четыре основных класса сложных веществ: оксиды, основания, кислоты, соли.

Оксиды

- это сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород.

Оксиды делятся на:

несолеобразующие - не взаимодействуют ни с кислотами, ни с щелочами и не образуют солей. Это оксид азота (I) N 2 O, оксид азота (II) NO, оксид углерода (II) CO и некоторые другие.

солеобразующие - при взаимодействии с кислотами или основаниями образуют соль и воду.

В свою очередь они делятся на:

основные - им соответствуют основания. К ним относятся оксиды металлов с небольшими степенями окисления (+1, +2). Все они представляют собой твердые вещества)

кислотные - им соответствуют кислоты. К ним относятся оксиды неметаллов и оксиды металлов с большими степенями окисления. Например оксид хрома (VI) CrO 3 , оксид марганца (VII) Mn 2 O 7 .

амфотерные - в зависимости от условий проявляют основные или кислотные свойства, т.е. обладают двойственными свойствами. Это оксид цинка ZnO, оксид алюминия Al 2 O 3 , оксид железа (III) Fe 2 O 3 , оксид хрома (III) Cr 2 O 3 .

Типичные реакции основных оксидов

1. Основный оксид + вода = щелочь (! Реакция протекает, если образуется растворимое основание!)

K 2 O + H 2 O = 2KOH

CaO + H 2 O = Ca(OH) 2

2. Основный оксид + кислотный оксид = соль

CaO + N 2 O 5 = Ca(NO 3) 2

MgO + SiO 2 = MgSiO 3

3. Основный оксид + кислота = соль + вода

FeO + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2 O

CuO + 2HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + H 2 O

Типичные реакции кислотных оксидов

1. Кислотный оксид + вода = кислота (кроме оксида кремния SiO 2)

SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3

CrO 3 + H 2 O = H 2 CrO 4

2. Кислотный оксид + основный оксид = соль

SO 3 + K 2 O = K 2 SO 4

CO 2 + CaO = CaCO 3

3. Кислотный оксид + основание = соль + вода

SO 2 + 2NaOH = Na 2 SO 3 + H 2 O

N 2 O 5 + Ca(OH) 2 = Ca(NO 3) 2 + H 2 O

Типичные реакции амфотерных оксидов

1. Амфотерный оксид + кислота = соль + вода

ZnO + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 O

Al 2 O 3 + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2 O

2. Амфотерный оксид + щелочь = соль + вода

ZnO + 2NaOH + H 2 O = Na 2

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na

Cr 2 O 3 + 2NaOH + 7H 2 O = 2Na

При сплавлении

ZnO + 2KOH = K 2 ZnO 2 + H 2 O

Al 2 O 3 + 2NaOH = 2NaAlO 2 + H 2 O

Cr 2 O 3 + 2NaOH = 2NaCrO 2 + H 2 O

Основания

- это сложные вещества, в состав которых входят атомы металлов, соединенные с одной или несколькими гидроксогруппами.

Основания делятся на:

растворимые в воде (щелочи) - образованы элементами I группы главной подгруппы LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH и элементами II группы главной подгруппы (кроме магния и бериллия) Ca(OH) 2 , Sr(OH)2, Ba(OH)2.

нерастворимые в воде - все остальные.

Реакции, характерные для всех оснований

1. Основание + кислота = соль + вода

2KOH + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 +2H 2 O

Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O

Типичные реакции щелочей

1. Водные растворы изменяют окраску индикаторов (лакмус - синий, метилоранж - желтый, фенолфталеин - малиновый)

KOH = K+ + OH - (ионы OH - обуславливают щелочную реакцию среды)

Ca(OH) 2 = Ca 2 + + 2OH -

2. Щелочь + кислотный оксид = соль + вода

Ca(OH) 2 + N 2 O 5 = Ca(NO 3) 2 + H 2 O

2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O

3. Щелочь + соль = соль + основание (если продукт реакции нерастворимое соединение или малодиссоциирующее вещество NH 4 OH)

2NaOH + CuSO 4 = Na 2 SO 4 + Cu(OH) 2 (нераств.)

Ca(OH) 2 + Na 2 SiO 3 = CaSiO 3 (нераств.) + 2NaOH

NaOH + NH 4 Cl = NaCl + NH 4 OH

4. Реагируют с жирами с образованием мыла

Типичные реакции нерастворимых оснований

1. Разлагаются при нагревании

Fe(OH) 2 = FeO + H 2 O

2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O

Среди нерастворимых оснований есть амфотерные. Например, Be(OH) 2 , Zn(OH) 2 , Ge(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Al(OH) 3 , Cr(OH) 3 , Sn(OH) 4 и др.

Они взаимодействуют с щелочами в водном растворе

Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2

Fe(OH) 3 + NaOH = Na

или при сплавлении

Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Fe(OH) 3 + NaOH = NaFeO 2 + 2H 2 O

Кислоты

- это сложные вещества, состоящие из атомов водорода, способных замещаться на атомы металлов, и кислотных остатков.

Реакции, характерные для всех кислот

1. Кислота + основание = соль + вода

2HNO 3 + Cu(OH) 2 = Cu(NO 3) 2 +2H 2 O

2HCl + Ca(OH) 2 = CaCl 2 + 2H 2 O

2. Кислота + основной оксид = соль + вода

CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + 2H 2 O

3CaO + 2H 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2 O

Соли

- это сложные вещества, в состав которых входят атомы металла и кислотного остатка.

Соли делятся на:

средние - в своем составе содержат в качестве катионов только атомы металла и в качестве анионов только кислотный остаток. Их можно рассматривать как продукты полного замещения атомов водорода в составе кислоты на атомы металла или продукты полного замещения гидроксогрупп в молекуле основного гидроксида кислотными остатками.

H 2 SO 4 + 2NaOH = Na 2 SO 4 + 2H 2 O

3H 2 SO 4 + 2Fe(OH) 3 = Fe 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O

кислые - в качестве катионов содержат не только атомы металла, но и водорода. Их можно рассматривать как продукты неполного замещения атомов водорода в составе кислоты. Образуются только многоосновными кислотами. Получаются при недостаточном количестве основания для образования средней соли.

H 2 SO 4 + NaOH = NaHSO 4 + H 2 O

основные - в качестве анионов содержат не только кислотный остаток, но и гидроксогруппу. Их можно рассматривать как продукты неполного замещения гидроксогрупп в составе многокислотного основания на кислотный остаток. Образуются только многокислотными основаниями. Получаются при недостаточном количестве кислоты для образования средней соли.

H 2 SO 4 + Fe(OH) 3 = FeOHSO 4 + 2H 2 O

Типичные реакции средних солей

1. Соль + кислота = другая соль + другая кислота (Реакция протекает, если образуется нерастворимое соединение, выделяется газ – углекислый СО 2 , сернистый SO 2 , сероводород H 2 S – или образуется малодиссоциирующее вещество, например, уксусная кислота CH 3 COOH !)

BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl

Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O

(CH 3 COO) 2 Ca + 2HNO 3 = Ca(NO 3) 2 + 2CH 3 COOH

В результате этой реакции можно получить летучие кислоты: азотную и соляную, если взять твердую соль и сильную концентрированную кислоту (лучше серную)

2NaCl + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2HCl

2KNO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2HNO 3

2. Соль + щелочь = другая соль + другое основание (Реакция протекает, если образуется нерастворимое соединение или образуется малодиссоциирующее вещество, например, гидроксид аммония NH 4 OH !)

Cu(NO 3) 2 + 2NaOH = 2NaNO 3 + Cu(OH) 2 ↓

NH 4 Cl + NaOH = NaCl + NH 4 OH

3. Соль(1) + соль(2) = соль(3) + соль(4) (Реакция протекает, если образуется нерастворимое соединение!)

NaCl + AgNO 3 = NaNO 3 + AgCl↓

CaCl 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 ↓ + 2NaCl

4. Соль + металл = другая соль + другой металл (Металл вытесняет из растворов солей все другие металлы, стоящие в ряду напряжений металлов правее него. Реакция протекает, если обе соли растворимы, а сам металл не взаимодействует с водой!)

CuCl 2 + Fe = FeCl 2 + Cu

2AgNO 3 + Cu = Cu(NO 3) 2 + 2Ag

5. Реакции разложения:

а) карбонатов. Разлагаются в основном при нагревании нерастворимые карбонаты двухвалентных металлов на оксид и углекислый газ. Из щелочных металлов реакция характерна для карбоната лития в инертной среде.

б) гидрокарбонаты разлагаются на карбонаты, углекислый газ и воду.

в) нитратов: по схеме - до магния включительно по ряду напряжений металлов разлагаются на нитрит и кислород; от магния до меди включительно на оксид металла (часто металл меняет степень окисления на более высокую), оксид азота (IV) и кислород; после меди на металл, оксид азота (IV) и кислород.

Типичные реакции кислых солей

1. Кислая соль + щелочь = средняя соль + вода

NaHSO 4 + NaOH = Na 2 SO 4 + H 2 O

Типичные реакции основных солей

1. Основная соль + щелочь = средняя соль + вода

(CuOH) 2 CO 3 + H 2 CO 3 = CuCO 3 ↓ + 2H 2 O

На данный момент определено более пятисот тысяч неорганических соединений. Классификация и номенклатура неорганических веществ - важный вопрос, позволяющий разбираться в многообразии соединений.

Историческая справка

В XVIII-XIX веках Антуаном Лавуазье, Михаилом Ломоносовым, Джоном Дальтоном была предложена первая классификация и номенклатура неорганических веществ. Выделялись простые и Первую группу делили на металлы и неметаллы. Также выделяли группу соединений, которые имели промежуточные свойства, называемые металлоидами. Это деление легло в основу современной классификации.

На данный момент выделяют четыре класса. Рассмотрим подробнее каждый из этих классов.

Оксиды

Ими являются многоатомные соединения, которые состоят из двух элементов, вторым в них всегда находится ион кислорода в степени окисления -2. Классификация и номенклатура неорганических веществ предполагает подразделение класса оксидов на три группы:

• основные;
• амфотерные;
• кислотные

Классификация

Первую группу составляют соединения металлов (с минимальными показателями степеней окисления) с кислородом. Например, MgO - оксид магния. Среди основных химических свойств этого соединения можно отметить их взаимодействие с кислотными оксидами, кислотами, более активными металлами.

Кислородные соединения неметаллов, а также металлических элементов с значениями степеней окисления от +4 до +7. К примеру, в данную группу входит MnO 2 , CO 2 . Среди типичных выделим взаимодействие с водой (образуется слабая угольная кислота), основными оксидами, растворимыми основаниями (щелочами).

Амфотерными (переходными) оксидами называют соединения металлов со степенью окисления +3 (а также оксида бериллия, цинка), которые способны взаимодействовать и с кислотами, и со щелочами.

Оксиды подразделяют на солеобразующие и несолеобразующие. Первая группа соответствует кислотам или основаниям, в которых у основного элемента сохраняется степень окисления. Несолеобразующая группа малочисленна, ее представители не способны образовывать солей. Например, среди несолеобразующих оксидов выделяют: N 2 O, NO, SiO, CO.

Гидроксиды

Классификация и номенклатура неорганических веществ предполагает выделение класса гидроксидов. Ими называют сложные вещества, в составе которых есть атомы какого-то элемента, а также гидроксильные группы ОН. Этот класс подразделяют на две большие группы:

• основания;
• кислоты

Кислоты имеют в составе несколько водородных атомов, способные замещаться атомами металла при соблюдении правил стехиометрической валентности. Многие находятся в мета-форме, а атомы водорода в них располагаются в начале формулы. Они имеют общий вид НхЕОу, где вторая часть называется кислотным остатком. Классификация и их номенклатура рассматривается в рамках школьного курса химии. К серной кислоты - сульфаты, азотной кислоты - нитраты, угольной кислоты - карбонаты.

В зависимости от количества атомов водорода, выделяют следующие группы:

• одноосновные;
• двухосновные;
• трехосновные кислоты

Основания в своем составе содержат катионы металла и ОН, способных в химических реакциях замещаться на остатки кислот при соблюдении правил стехиометрической валентности.

Основания находятся в орто-форме, имеют общую формулу М(ОН)n, причем n = 1или 2. При названии соединений этой группы к гидроксиду добавляют соответствующий металл.

Среди основных химических свойств, которыми обладают представители данного касса неорганических веществ, необходимо отметить их реакцию с кислотами, продуктами реакции является вода и соль.

Например, в реакции гидроксида натрия с соляной кислотой продуктами будет вода и хлорид натрия.

В зависимости от растворимости в воде, выделяют растворимые основания (щелочи) и нерастворимые гидроксиды. К первой группе относятся гидроксильные соединения металлов первой и второй групп главных подгрупп (щелочные и щелочноземельные металлы).

Например, NaOH - щелочь (гидроксид натрия); Fe(OH) 2 - гидроксид железа II (нерастворимое соединение).

Соли

Что еще включает в себя классификация и номенклатура неорганических веществ? Задания для учеников 8-9 классов предполагают разделение предлагаемого перечня соединений на отдельные классы: оксиды, основания, кислоты, соли.

Соли - это сложные вещества, в которых присутствуют катионы металла и анионы кислотного остатка. Средние соли имеют общую формулу Мх(ЕОу) n . Примером этой группы является Ca 3 (PO 4) 2 - фосфат кальция.

Если в составе появляются и катионы водорода, соли называют кислыми, а присутствие гидроксильных групп характерно для основных солей. К примеру, NaHCO 3 - гидрокарбонат натрия, а CaOHCl- гидроксохлорид кальция.

Те соли, в составе которых присутствуют катионы двух разных металлов, их называют двойными.

Комплексные соли - сложные соединения, в составе которых есть комплексообразователь и лиганды. В старшей школе рассматривается классификация и номенклатура неорганических веществ. Теория комплексных соединений изучается в рамках профильного курса общей химии. Вопросы, касающиеся номенклатуры и химических свойств комплексных солей, не включаются в тестовые вопросы единого государственного экзамена по химии за курс средней школы.

Заключение

Как используется в школьной программе классификация и номенклатура неорганических веществ? Кратко группы веществ рассматриваются в рамках программы восьмого и девятого класса, а более подробно их изучают в курсе общей химии 11 класса. Задания, касающиеся классификации неорганических соединений, сопоставления химических свойств соединений с предлагаемыми продуктами, включены в тесты итоговой аттестации по химии (ЕГЭ) для выпускников одиннадцатого класса. Для того чтобы успешно с ними справиться, ученики должны владеть базовыми знаниями по классификации неорганических соединений, навыками сопоставления предлагаемых веществ с химическими свойствами всего класса.

Простые вещества . Молекулы состоят из атомов одного вида (атомов одного элемента). В химических реакциях не могут разлагаться с образованием других веществ.

Сложные вещества (или химические соединения). Молекулы состоят из атомов разного вида (атомов различных химических элементов). В химических реакциях разлагаются с образованием нескольких других веществ.

Резкой границы между металлами и неметаллами нет, т.к. есть простые вещества, проявляющие двойственные свойства.

Аллотропия
Аллотропия - способность некоторых химических элементов образовывать несколько простых веществ, различающихся по строению и свойствам.

С - алмаз, графит, карбин.
O - кислород, озон.
S - ромбическая, моноклинная, пластическая.
P - белый, красный, чёрный.

Явление аллотропии вызывается двумя причинами:

1) различным числом атомов в молекуле, например кислород O 2 и озон O 3

2) образованием различных кристаллических форм, например алмаз и графит.

ОСНОВАНИЯ
Основания - сложные вещества, в которых атомы металлов соединены с одной или несколькими гидроксильными группами (с точки зрения теории электролитической диссоциации, основания - сложные вещества, при диссоциации которых в водном растворе образуются катионы металла (или NH 4 +) и гидроксид - анионы OH -).

Классификация. Растворимые в воде (щёлочи) и нерастворимые . Амфотерные основания проявляют также свойства слабых кислот.

Получение
1. Реакции активных металлов (щелочных и щелочноземельных металлов) с водой:
2Na + 2H 2 O ® 2NaOH + H 2 -
Ca + 2H 2 O ® Ca(OH) 2 + H 2 -
2. Взаимодействие оксидов активных металлов с водой:
BaO + H 2 O ® Ba(OH) 2
3. Электролиз водных растворов солей
2NaCl + 2H 2 O ® 2NaOH + H 2 - + Cl 2 -

Химические свойства

Щёлочи	Нерастворимые основания
1. Действие на индикаторы.
лакмус - синий метилоранж - жёлтый фенолфталеин - малиновый	--
2. Взаимодействие с кислотными оксидами.
2KOH + CO 2 ® K 2 CO 3 + H 2 O KOH + CO 2 ® KHCO 3	--
3. Взаимодействие с кислотами (реакция нейтрализации)
NaOH + HNO 3 ® NaNO 3 + H 2 O	Cu(OH) 2 + 2HCl ® CuCl 2 + 2H 2 O
4. Обменная реакция с солями
Ba(OH) 2 + K 2 SO 4 ® 2KOH + BaSO 4 ¯ 3KOH+Fe(NO 3) 3 ® Fe(OH) 3 ¯ + 3KNO 3	--
5. Термический распад.
--	Cu(OH) 2 - t ° ® CuO + H 2 O

ОКСИДЫ

Классификация
Оксиды - это сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород.

ОКСИДЫ
Несолеобразующие	CO, N 2 O, NO
Солеобразующие	Основные -это оксиды металлов, в которых последние проявляют небольшую степень окисления +1, +2 Na 2 O; MgO; CuO
	Амфотерные (обычно для металлов со степенью окисления +3, +4). В качестве гидратов им соответствуют амфотерные гидроксиды ZnO; Al 2 O 3 ; Cr 2 O 3 ; SnO 2
	Кислотные -это оксиды неметаллов и металлов со степенью окисления от +5 до +7 SO 2 ; SO 3 ; P 2 O 5 ; Mn 2 O 7 ; CrO 3
	Основным оксидам соответствуют основания, кислотным - кислоты, амфотерным - и те и другие

Получение

1. Взаимодействие простых и сложных веществ с кислородом:
2Mg + O 2 ® 2MgO
4P + 5O 2 ® 2P 2 O 5
S + O 2 ® SO 2
2CO + O 2 ® 2CO 2
2CuS + 3O 2 ® 2CuO + 2SO 2
CH 4 + 2O 2 ® CO 2 + 2H 2 O
4NH 3 + 5O 2 - кат. ® 4NO + 6H 2 O
2. Разложение некоторых кислородсодержащих веществ (оснований, кислот, солей) при нагревании:
Cu(OH) 2 - t ° ® CuO + H 2 O
(CuOH) 2 CO 3 - t ° ® 2CuO + CO 2 + H 2 O
2Pb(NO 3) 2 - t ° ® 2PbO + 4NO 2 + O 2
2HMnO 4 - t ° ;H 2 SO 4 (конц.) ® Mn 2 O 7 + H 2 O

Химические свойства

Основные оксиды	Кислотные оксиды
1. Взаимодействие с водой
Образуется основание: Na 2 O + H 2 O ® 2NaOH CaO + H 2 O ® Ca(OH) 2	Образуется кислота: SO 3 + H 2 O ® H 2 SO 4 P 2 O 5 + 3H 2 O ® 2H 3 PO 4
2. Взаимодействие с кислотой или основанием:
При реакции с кислотой образуется соль и вода MgO + H 2 SO 4 - t ° ® MgSO 4 + H 2 O CuO + 2HCl - t ° ® CuCl 2 + H 2 O	При реакции с основанием образуется соль и вода CO 2 + Ba(OH) 2 ® BaCO 3 + H 2 O SO 2 + 2NaOH ® Na 2 SO 3 + H 2 O
Амфотерные оксиды взаимодействуют
с кислотами как основные: ZnO + H 2 SO 4 ® ZnSO 4 + H 2 O	с основаниями как кислотные: ZnO + 2NaOH ® Na 2 ZnO 2 + H 2 O (ZnO + 2NaOH + H 2 O ® Na 2 )
3. Взаимодействие основных и кислотных оксидов между собой приводит к солям.
Na 2 O + CO 2 ® Na 2 CO 3
4. Восстановление до простых веществ:
3CuO + 2NH 3 ® 3Cu + N 2 + 3H 2 O P 2 O 5 + 5C ® 2P + 5CO