HIMIYa_ShPOR_33_33_33_33_33_33_33_33_3

Вопрос№31 растворы. Классификация растворов. Гидратная теория Менделеева.

Растворы- это однородные(гомогенные) физико-химические системы переменного состава, состоящие из двух и более компонентов. Растворы состоят из растворителя и растворенного вещества. Примеры: Воздух(газообразные) Растворы солей(жидкие) Сплавы металлов(твердые растворы). Классификация растворов. 1)По количеству растворенного вещества растворы можно условно разделить на два типа: разбавленные и концентрированные(Cm<=1моль/л) 2)В зависимости от количества растворенного вещества и внешних условий растворы можно разделить на три типа: насыщенные, ненасыщенные и пересыщенные . Насыщенный р-р- это раствор, в котором концентрация раствора при постоянной температуре не меняется. Концентрация насыщ р-а является мерой растворимости в-ва при данных условиях. Ненасыщенный р-р- это р-р в котором конц р-ра при данной температуре< в насыщ р-ре. Перенасыщенные р-р это в кот конц р-ра > чем в насыщ р-ре. Пересыщенные р-ры можно получить при осторожном и медленном охлаждении насыщенных р-ров, и они как правило не устойчивы и могут существовать только в отсутствие твердых части. 3)В зависимости от состава растворенного в-ва растворы могут иметь кислую, нейтральную, или щелочную среду(CuSO4, NaCl, Na2CO3) 4)По способности проводить электрический ток различают растворы электролитов и не электролитов(р-ры кислот, оснований, солей в воде; р-р кислорода, сахара в воде) 5)По результату взаимодействия растворенного в-ва с растворителем растворы можно разделить на два типа: если растворенное в-во полностью или частично диссоциирует на ионы, такие растворы называют истинными, или если растворенное в-во не диссоциирует на ионы, а распределяется в растворителе в виде отдельных молекул, то такой р-р называется молекулярным. Гидратная теория Менделеева. Менделеев, изучая состояние в-ва в растворах, развил представления о химическом характере процесса растворения. Он пришел к выводу, что в растворе образуются соединения состоящие из растворенного вещества, и растворителя. Такие соединения называются гидратами. Развитая теория Менделеева лежит в основе современного учения о растворах. Если учитывать образование гидратов, а так же то, что при растворении в-ва поглощается или выделяется теплота, то р-ры следовало бы рассматривать как хим соединения. Однако, отсутствие у растворов постоянного состава, то есть эквивалентных отношений между количествами растворенного в-ва и растворителем, сближает их с мех смесями. Следовательно р-ры занимают промежуточное положение между мех смесями и хим соединениями.

Вопрос№32 процесс образования растворов. Теплота растворения. Растворимость, и факторы влияющие на нее. Растворимость газов.

Растворение- это физико- химический процесс образования растворов, завершающийся равномерным распределением частиц одного в-ва между частицами другого, и сопровождающиеся тепловым эффектом. Теплота растворения(ΔНр)- это эффект растворения одного моля в-ва при постоянном давлении в определенном количестве растворителя(как правило при бесконечном разбавлнии). Процесс растворения твердого в-ва в воде состоит из нескольких последовательных стадий, каждая из которых сопровождается тепловым эффектом: 1) Разрушение кристаллической решетки твердого в-ва на ионы(ΔН1>0) 2)Разрыв связей между молекулами воды(т.е. водородной связи)(ΔН2>0) 3)Распределение частиц растворенного в-ва(т.е. ионов) среди молекул воды(ΔY3>0) 4) Взаимодействие частиц растворенного в-ва с молекулами воды(гидратация) с образованием новых связей между ними(ΔН4<0). Последнее слагаемое называется теплотой гидратации. ΔНр- есть сумма перечисленных тепловых эффектов. Знак теплового эффекта зависит от соотношения энтальпийных факторов. Гидратация- процесс присоединения молекул воды к хим частицам другого в-ва(молекулам, ионам, атомам). При гидратации молекулы воды не распадаются на ионы, и гидратация обусловлена межмолекулярным взаимодействием и образованием новых связей по донорно- акцепторному механизму. Например: NaCl+nH2O>>>>>Na+Cl+nH2O>>>>>>[Na(n*m)H2O]+[ClmH2O]. Растворимость- это способность в-ва растворяться в том или ином растворителе с образованием однородной системы. Обычно выражается, как масса в-ва растворяющегося в 100г растворителя, или в одном литре растворителя. Мерой растворимости служит состав(концентрация) насыщенного раствора. Растворимость в-ва определяется различием энергии межмолекулярного взаимодействия в растворенном в-ве и растворителе. Если значения энергии близки, то растворимость, как правило, велика. Если значения энергии ощутимо отличаются, то растворимость мала. Отсюда следует правило алхимиков: подобное растворяется в подобном. например растворимость спирта в воде считается неограниченной. Факторы, влияющие на растворимость в-в. Растворимость в-в зависит от природы растворенного в-ва и растворителя, от температуры и давления(для газов), от присутствия в растворителе посторонних в-в. Растворимость твердых в-в с повышением температуры, у большинства в-в повышается, но не обязательно. Растворимость газов. Рассмотрим равновесие А2(раствор)<>А2(газ). Константа этого в-ва равна: K=Pa2/[A2]. Концентрация газа в растворителе в состоянии равновесия характеризует растворимость данного газа в данном растворителе. Ее величина: [A2]=Pa2/K пропорциональна парциальному давлению газа. З-н генри строго применим только для описания растворов таких газов, для которых можно пренебречь хим взаимодействием их с растворителем. Растворение газов в жидких металлах как правило представляет собой эндотермический процесс, поэтому при увеличении температуры, растворимость этих металлов увеличивается. Этим объясняется появление газовых пузырей при кристаллизации стали и других металлических расплавов. На растворимость газов так же влияет наличие в растворителе других в-в. так, например, добавление соли к воде приводит к уменьшению растворимости газа. Этот процесс называется высаливанием.

Вопрос№ 33 концентрация растворов и способы ее выражения.

Количественной мерой растворимости в растворителе является концентрация. Концентрация- это весовое количе5ство растворенного вещества, содержащиеся в единице массы или единице объема раствора или растворителя. Способы выражения. Процентная массовая концентрация- выраженная количественно масса растворенного вещества в 100г раствора. . Молярная концентрация- число молей вещества содержащиеся в 1л раствора. . Нормальная концентрация(нормальность, эквивалентная концентрация). . Молярная концентрация(молярность)- число молей, содержащихся в 1000г растворителя. Cm=.

Вопрос№34 идеальные растворы. Давления насыщенного пара над раствором. Закон рауля. Кипение и замерзание растворов. 2 следствия из закона рауля.

Важнейшая особенность растворов состоит в том, что давление пара растворителя над раствором всегда ниже давления пара над чистым растворителем при той же температуре. Известно, что жидкость находится в равновесии со своим паром, т.е. число молекул, отрывающихся от ее поверхности равно числу молекул возвращающихся в жидкость из газовой фазы. В растворе часть поверхности занята гидратированными молекулами растворенного вещества. Это приводит к тому, что число молекул растворителя, испаряющиеся в единицу времени с поверхности раствора уменьшается. Поэтому равновесие между паром и жидкостью при одинаковой температуре в случае растворения нелетучего вещества устраняется при более низком давлении пара, чем в случае чистого растворителя. Следовательно растворенное вещество понижает давление пара растворителя. Закон рауля. Если обозначить давление пара над чистым раствором как Ро, а давление пара над раствором как Р, то Ро-Р представляет собой понижение давления пара, которое обозначается ΔР. ΔР/Ро – относительное понижение давления пара. Сам закон: понижение насыщенного пара над поверхностью раствора пропорционально молньой доле растворенного вещества ΔР=РоN. Из этого закона можно вывести два следствия, которые в объединенном виде формируются как второй закон Рауля: понижение температуры кипения и повышение температуры замерзания раствора прямо пропорционально моляльной концентрации раствора. T=KCm.

Вопрос№35 осмос. Осмотическое давления. Закон вант-гоффа.

Осмос- процесс перехода растворителя в раствор, в том случае, когда они отдельны друг от друга полупроницаемой перегородкой. Давление, которое нужно оказать на раствор, что бы прекратился осмос(избыточное гидрастатическое давление, препятствующее диффузии растворителя через полупроницаемую перегородку) называется осмотическим. Установленный вантгоффом закон: Pасм=СмRT.

Вопрос№36 вода и ее некоторые свойства. Диаграмма состояния воды

Вода является наиболее распространённым растворителем. Вода химически довольно активное вещество. Вода реагирует при комнатной температуре: С активными металлами (натрий, калий, кальций, барий и др.) с галогенами (фтором, хлором) и межгалоидными соединениями с солями, образованными слабой кислотой и слабым основанием, вызывая их полный гидролиз с ангидридами и галогенангидридами карбоновых и неорганических кислот с активными металлорганическими соединениями (диэтилцинк, реактивы Гриньяра, метилнатрий и т. д ) с карбидами, нитридами, фосфидами, силицидами, гидридами активных металлов (кальция, натрия, лития и др.) со многими солями, образуя гидратыс боранами, силанамис кетенами, недоокисью углерода с фторидами благородных газов. В отличие от других жидкостей, при охлаждении от 4 до 0 градусов вода расширяется, поэтому лед легче воды. См диаграмму. АО- кривая равновесия лед-пар ОВ- кривая равновесия жидкость пар Ос- крисая равновесия лед- жидкость. Все кривые сходятся в т.О, которая называется тройной. Диаграмма состояния- это графическое описание всех возможных фазовых состояний термодинамической системы в системе основных параметров состояния и состава. Точка О(тройная точка)- это точка на диаграмме состояния, соответствующего реальному сосуществованию трех фаз вещества.

Вопрос№37 растворы электролитов отклонения от свойств растворов неэлектролитов. Изотонический коэффициент. При растворении многих веществ в воде полученные растворы проводят электрический ток.

Электролиты - это вещества, расплавы или растворы которых проводят электрический ток. Примеры: кислоты основания и соли. Исследования растворов показали, что закономерности установленные Вант-Гоффом и Раулем для растворов не электролитов неприменимы к водным растворам. Для них астматическое давление Росм, ∆Р, ∆tзам и ∆tкип всегда больше, чем это отвечает законам Рауля и Вант-Гоффа. Изучая свойства растворов электролитов, Аррениус в 1887 году пришел к заключению, что отклонения растворов электролитов от законов Вант-Гоффа и Рауля, а так же способность их проводить электрический ток вызывается одной и той же причиной - электрической диссоциацией при растворении. Электролитическая диссоциация - это распад молекул электролита на ионы под действием полярных молекул растворителя (в частности полярных молекул воды) Наличие в растворах электролитов ионов, находящихся в непрерывном движении и обуславливает электропроводность этих растворов. Так как, при диссоциации электролита на ионы из одной молекулы образуется 2 или несколько ионов, то общее число частиц в растворе увеличивается. В результате величины Росм, ∆ Р, ∆tзам и ∆tкип, оказываются значительно больше, чем у растворов не электролита той же концентрации.Если через ∆tзам’ обозначить практически наблюдаемое повышение температуры кипения его, а через ∆tзам и ∆tкип значения тех же величин, вычисленных по закону Рауля, то: ∆tзам’/∆tзам =∆tкип’/ ∆tкип =i - изотонический коэффициент (коэффициент Вант-Гоффа). Изотонический коэффициент - поправочный коэффициент, показывающий увеличение числа частиц в растворах электролитов, по сравнению с растворами не электролитов той же концентрации. Для растворов электролитов изотонический коэффициент всегда>1, а для растворов не электролитов i=1, т.е. i характеризует отклонение от законов Рауля и Вант-Гоффа для водных растворов электролитов. В дальнейшем мы покажем взаимосвязь αд с i.

Вопрос№38 теория электролитической диссоциации(ТЭД). Степень электролитической диссоциации. Диссоциация сильных и слабых электролитов. Примеры.

Академик каблуков указал, что основной причиной диссоциации электролита на ионы является его взаимодействие с полярными молекулами воды. Рассмотрим процесс растворения типичной соли, например NaCl в воде. Благодаря высокому дипольному моменту молекул воды они ориентируются соответствующим образом вокруг ионов, из которых состоит кристалл соли. В итоге энергетически выгодной оказывается ситуация, когда ионы покидают кристалл и переходят в раствор - происходит процесс электролитической диссоциации соли. В водном растворе NaCl оказывается в виде ионов - катионов натрия и анионов хлора. В общем виде процесс диссоциации вещества на катионы и анионы можно записать в виде уравнения диссоциации KnAm<->nK^m++mA^n- Молекулы воды способны вызвать диссоциацию не только веществ связанных ионной связью, но и веществ с ковалентной полярной связью. Примером этого является диссоциация хлор водорода при растворении его в воде. Электролиты диссоциируют на ионы не только в воде, но и в других растворителях, обладающих достаточно высокими значениями диэлектрической постоянной (эпсилон). Диэлектрическая постоянная, показывает во сколько раз сила взаимодействия между двумя зарядами в данной среде меньше чем в вакууме. Чем больше полярность молекул растворителя, тем выше значение эпсилон. В неполярных растворителях (бензол, ацетон), особенно в органических, электролиты не распадаются на ионы. Процессы диссоциации молекул с полярной связью особенно характерны для кислот, так как гидратация ионов водорода настолько сильна за счет образования водородной связи, что можно говорить о химическом взаимодействии иона водорода (протона) с молекулой воды с образования иона гидроксония: H^++H2O=H3O^+. Основные положения теории электролитической диссоциации: 1) Диссоциация электролита на ионы протекает при участии полярных молекул растворителя. 2) Диссоциации подвергаются вещества с ионной и полярной ковалентной связью. 3) В результате диссоциации электролита образуются гидратированные ионы - катионы и анионы. Степень диссоциацииЭлектролитическая диссоциация является обратимым процессом и в растворе имеется равновесие между исходным веществом и продуктами его диссоциации. Количественной мерой диссоциации электролита на ионы служит степень диссоциации - αд, равная отношению числа распавшихся молекул распавшихся на ионы к общему числу растворенных молекул. αд= (Nдисс/Nобщ)*100%. По степени диссоциации все электролиты делятся на сильные(>30%)и слабые(<3%), и электролиты средней силы. В дальнейшем электролиты средней силы будем считать слабыми. Сильные электролиты: 1) Все щелочи: LiOH-FrOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2 2) Некоторые кислоты НГ(Hcl HBr HI), H2SO4, HNO3 3) Большинство солей, независимо от их растворимости. Слабые электролиты 1) Все нерастворимые основания и NH4OH- основание растворимое, но слабое. 2) Многие кислоты H3BO3, H2CO3, H2SiO3, HNO3, H3PO4, CH3COOH. 3) H2O. Диссоциация электролитов Кислоты Hx*R><xH^+ +R^x- Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато H2SO3><H^+ +(HSO3)^- (HSO3)^-><H^+ +SO3^2- Основания Me(OH)x><Me^x+ +xOH^- многокислотные основания диссоциируют ступенчато:Mg(OH)2><MgOH^+ +OH^- (MgOH)^+><OH^- +Mg^2+ Соли норм MexRy><Me^y+ +нК^x- Al2(SO4)3><2Al^3+ +3(SO4)^2- Кислые соли в отличие от нормальных диссоциируют ступенчато Cu(HCO3)><Cu^2+ +2(HCO3)^- HCO3^-><H^+ +CO3^2- основные соли диссоциируют ступенчато 1 ст как сильные электролиты 2ст как слабые (FeOH)2SO4><2(FeOH)^+ +SO4^2- (FeOH)^+><Fe^2+ +OH^-

Вопрос№39константа диссоциации. Связь между степенью диссоциации и константой диссоциации. Закон разбавления Оствальда.

Константа диссоциации (Кд) Как было сказано ранее по αд электролиты подразделяют на сильные и слабые, однако по величине αд сделать такое разделение затруднительно. Процесс электролитической диссоциации удобнее характеризовать Кд. Связь константы диссоциации со степенью диссоциации. Закон разбавления Освальда Константа диссоциации - это есть константа химического равновесия, характеризующая процесс электролитической диссоциации. Например, для слабого электролита: AB><A^+ +B^+ Если концентрацию слабого электролита обозначить С, а αд - степень его диссоциации, то число продиссоциированных молекул будет равно αд*С. Число непродиссоциированных молекул электролита будет равно С-αд*С. Подставляя в формулу для Кд. Это выражение дает возможность определить αд при разных концентрациях электролитов. Для очень разбавленных растворов величиной αд можно пренебречь. Связь изотонического коэффициента со степенью диссоциации. Пусть N- число растворенных в воде молекул электролита, n- число ионов образующихся при распаде одной молекулы. N*αд- число продиссоциированных молекул электролита. N*αд*n- число образующихся из них ионов. N-N*αд- число недиссоциированных молекул электролита оставшихся в растворе. Следовательно, общее число молекул и ионов, находящихся в растворе будет равно N(1-альфад)+N*αд*n. В этом случае изотонический коэффициент можно выразить как отношение --/N Произведение растворимости (ПР). условие выпадения осадка ПР - константа равновесия процесса диссоциации малорастворимого вещества в его насыщенном растворе. Например, при растворении AgCl в насыщенном растворе устанавливается гетерогенное равновесие. Кр этого процесса определяется только произведением концентраций ионов серебра и ионов хлора. Произведение концентраций ионов такого малорастворимого вещества в его насыщенном растворе при данной температуре является постоянной величиной, и называется ПР. Условие выпадения осадков: вещество выпадает только в том случае, если произведение концентраций ионов данного вещества превышает величину произведения растворимостей данного вещества. Pзакн разбавления оствальда: .

Вопрос№40 изотонический коэффициент и его сущность. Связь изотонического коэффициента со степенью диссоциации.

Пусть N- число растворенных в воде молекул электролита. - степень диссоциации n- число ионов, образовавшихся при распаде одной молекулы N- число продиссоциированных молекул электролита. Nn- число образующихся из них инов, N(1-)- число непродиссоциированных молекул электролита? Оставшихся в растворе. Тогда общее число молекул ионов, находящихся в растворе= N(1-)+Nn, тогда: =(N(1-)+Nn)/N=1-+n

Вопрос№41 произведение растворимости малорастворимых веществ. Условие выпадения осадков.

ПР- это константа равновесия процесса диссоциации в его насыщенном растворе. Например: AgCl><Ag^+ +2Cl^- устанавливается гетерогенное равновесие. Константа определяется произвендением концентрации ионов Ag^+ и Cl^-. Произведение концентрации ионов какого- либо металла в его насыщенном растворе при данной температуре является постоянной величиной и называется произведением растворимости. ПР=[Ag]∙[Cl]. Общий вид для реакции An+Bm><nA^m+ +mB^n- : ПР=[A^m+]^n∙[B^n-]^m. Условие выпадения осадка: вещество выпадает в осадок, только в тех случаях, когда произведение концентрации ионов данного вещества превышает величину ПР. пример: Ba(SO4)2 выпадает в осадок, если [Ba^2+]∙[SO4^2]>ПР=1∙10^18.

Вопрос№42 комплексные соединения. Диссоциация комплексных соединений. Константа нестойкости комплексных ионов.

Комплексные соединения- это вещества, в состав которых входит комплексный ион. Характерными признаками комплексных ионов являются: 1) наличие центрального положительного иона- комплексообразователя, с окружными частицами, называемыми легандами. 2) СО обычно больше, чем координационное число. 3) донорно-акцепторный механизм образования химической связи между комплексообразователем и лигандами, составляющими комплексный ион. Центральный ион и молекулы образуют внутреннюю координационную сферу в комплексных соединениях или комплексный ион в комплексных соединениях она заключается в [ ] остальные ионы составляют внешнюю координационную сферу комплексных соединений. [Ag(NH3)2]Cl, где Cl- внешняя среда, 2- координационное число, NH3- внутренняя сфера, Ag- центральный ион. Комплексные соединения в основном d- элементы. При растворении в воде комплексных соединений они диссоциируют по типу сильного электролита. . химическая связь между комплексным ионом и внешней сферой носит ионный характер, поэтому они диссоциируют по типу сильного электролита: [Ag(NH3)2]Cl><[Ag(NH3)2]^+Cl^- . а комплексные ионы диссоциируют по типу слабого электролита, а для любого слабого электролита можно написать выражение для Кд, которое для комплексных ионов называется константой нестойкости. [Ag(NH3)2]^+><Ag^+ +2NH3^- . константа нестойкости комплексного иона- величина, характеризующая меру стойкости комплексного иона. Кр=Кд=Кнест=([Ag^+]∙[NH3^-]^2)/([Ag(NH3)2^+])=9,3∙10^8. Чем меньше Кнест соединений, тем более устойчив данный комплексный ион. Значение Кнест комплексных ионов- табличная величина.

Вопрос№43 ионное произведение воды. Водородный показатель.

Произведение молярных концентраций ионов водорода и гидроксид- ионов ОН^- образующихся в результате диссоциации Н2О. вода является слабым электролитом и в малой степени диссоциирует на ионы Н2О><Н^+ +OH^- . на основании закона действующих масс уравнение для Кд для воды: Кд=([Н^+]∙[OH^-])/([H2O]). Учитывая, что концентрация воды для данного случая практически постоянная величина, то: [H2O]=1000г/18г/моль=55,56моль; Kw=1,8∙10^-16 ∙ 55,56=10^-14моль/л. Kw- практически постоянная величина, не только для чистой воды, но и для разбавленных водных растворов кислот, щелочей. Водородный показатель(рН)- величина, характеризующая концентрацию ионов водорода в любом водном растворе. рН=-lg[H^+]. В нейтральной среде рН=7, в кислотной рН<7, в щелочной рН>7. 0<рН<14.

Вопрос№44 ионные реакции и их направленность. Примеры.

Реакции в растворах электролитов протекают между ионами растворенных веществ. Преобладающим направлением ионных реакций является то, в котором происходит наиболее полное связывание ионов, т.е. реакции являются практически необратимыми, если в результате протекания их образуются: 1) плохорастворимые вещества(осадки) 2) слабые электролиты(или малодиссоциированые соединения) 3) газообразные вещества 4) малодиссоциированные комплексные ионы. При составлении ионных реакций необходимо выполнить следующие положения: в ионных уравнениях реакций сильные электролиты, записываются в виде ионов, а слабые электролиты, газообразные вещества и малодиссоциированные комплексные ионы записываются в молекулярном виде. Примеры: BaCl2+Na2So4><BaSO4↓+2NaCl Ba^2+ +2Cl^- +2Na^+ +SO4^2-><BaSO4↓+2Na^+ +2Cl^- Ba^2+ +SO4^2-><BaSO4↓ Кр=1/[ Ba^2+][ SO4^2-]=1/ПРbaso4=1/10^-9=10^9 необратимая реакция. Ba(OH)2+2HNO3><Ba(NO3)2+2H2O Ba^2+ +2OH^- +2H^+ +2NO3^-><Ba^2+ +2NO3^- +2H2O OH^- +H^+><H2O Кр=1/[ H^+][ OH^-]=1/Kw=10^14 . если же среди исходных веществ и продуктов реакции имеются нерастворенные вещества или слабые электролиты, то направление приемущественного протекания реакции зависит от того, какой из участников реакции в большей степени связывает ионы.

Вопрос№45 гидролиз солей. Гидролиз как частный случай ионных реакций. Степень и константа гидролиза. Примеры гидролиза различных солей.

Вопрос№46 ОВР. Их сущность. Степень окисления элемента. Окислительно- восстановительные свойства элементов и их соединений в зависимости от их положения в периодической системе. Примеры.

- это реакции, идущие с изменением степени окисления элементов Степень окисления элементов(CО) - это условный заряд иона вычисленный в предположении, что все соединения состоят из ионов. То есть СО и валентность(которая показывает число связей) совпадает только в соединениях с ионной связью и не совпадает в соединениях с ковалентной связью(как с полярной так и с неполярной). Знак СО элемента определяется величиной ЭО(электро отрицательности) Правило определения СО: 1) СО(Н)=+1 2) СО(О)=-2 3) СО(Ме)>0 4) СО(проcтых веществ)=0 5) Алг суммаСО(сложных веществ)=0 6) Как правило, элементы четных групп проявляют четные СО, а элементы нечетных групп- нечетные СО. (только для элементов главных подгрупп(s- и p-элементов), исключения составляют: N, O). Элементы побочных подгрупп проявляют как четную, так и нечетную СО. Важнейшие восстановители и окислители. Восстановители – это вещества(атомы молекулы или ионы), отдающие электроны в ходе ОВР и повышающие при этом СО входящих в них атомов. Процесс отдачи электронов называется окислением. Примеры: 1) Все металлы(наиболее активные щелочные и щелочноземельные) 2) Большинство неметаллов(кроме F) 3) Низшие соединения, то есть соединения, в которых элемент проявляет низшую, или промежуточную СО.(CO, SO2, H2S, HCl, NH3, FeCl2, Na2S) Окислители- это вещества(атомы молекулы или ионы), присоединяющие электроны в ходе ОВР и понижающие при этом СО входящих в них атомов. Процесс присоединения электроном называется восстановлением. Примеры: 1) Все неметаллы(галлогены и халькогены) 2) Высшие соединения(CO2, NO2, Hcl, HNO2, HNO3, H2SO3, KMnO4, KClO3, K2Cr2O7) Окислительно- восстановительная двойственность. Многие соединения, как простые, так и сложные, могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Такие свойства могут проявлять соединения, в которых элементы проявляют промежуточную СО. Покажем это на примере серы и ее соединений: СО(S)=-2, 0, +4, +6. S+O2>SO2(S- восстановитель) S+H2>H2S(S- окислитель)

Вопрос№47 типы ОВР

Существуют три основных типа ОВР. 1) Реакции межмолекулярного окисления-восстановления -это реакции, которые идут с изменением СО атомов в молекулах разных веществ, то есть окислители и восстановители принадлежат разным молекулам(веществам) H2+Cl2>2HCl Ca+S>CaS 2)Реакции самоокисления- самовосстановления -это реакции, которые идут с изменением СО одинаковых атомов в молекулах одного и того же вещества. Cl2+H2O<>HCl+HClO 2NO2+2NaOH>2NaNO3+NaNO2+H2O 3)Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления - это реакции, которые идут с изменение СО разных атомов в одной молекуле, то есть окислитель и восстановитель входят в состав одной молекулы. Это как правило реакции разложения. 4)Реакции конпропорционирования - это реакции, в которых окислителем и восстановителем являются атомы одного и того же элемента, но находящихся в разных СО. SO2+2H2S>3S+2H2O 2KClO3+12HCl(конц)>^Cl2+2KCl+6H2O

Вопрос№48 электродные потенциалы. Стандартные электродные потенциалы. Нормальный водородный электрод. Ряд стандартных электродных потенциалов. Уравнение нернста.

Для того, что бы предсказать направление протекания ОВР, пользуются количественной характеристикой- электродным потенциалом. Как известно, в кристаллической решетке металлов находятся как атомы, так и ионы. При погружении металла в раствор соли, содержащей ионы того же металла, полярные молекулы воды, начиная взаимодействовать с катионами кристаллической решетки металлов. В результате так4ого взаимодействия образуются гидратированные ионы металлов, которые переходят в раствор. Металл становится заряженным отрицательно, а раствор- положительно. На границе металл-раствор соли возникает двойной электрический слой(скачек потенциала), то есть это тонкий слой между пространственно разделенными электрическими зарядами противоположного знака, образующиеся на границе раздела двух фаз за счет процесса обмена электронами между металлов и раствором электролита: Me+mH2O>Me(H2O)^n+ +ne, или (Me+aq<>Me^n+aq+ne). Электродный потенциал(Е(фи))- разность потенциалов на границе раздела металла [Ме(кр)]- раствор соли, содержащей ион одноименного металла[Ме(р)] Стандартный электродный потенциал Е^0- потенциал электрода в стандартных условиях(Р=1,013*10^5Па и Т=298К) Значения Е^0 определяются относительно нормального водородного электрона. Существуют таблицы- ряд стандартных электродных потенциалов. Нормальный водородный электрод. Электродный потенциал можно измерить только с помощью другого электрода- электрода сравнения. В качестве электрода сравнения принимают нормальный водородный электрод(водородный электрод, потенциал которого условно принят равным нулю ) он представляет сосуд с одномолярным раствором H2SO4, через который непрерывно пропускается водород при давлении Р=1,013*10^5Па и Т=298К. В раствор кислоты опущена платиновая пластинка. Платиновая пластинка способна абсорбировать на своей поверхности водород. В растворе, содержащем катионы H^+ и на поверхности насыщенной водородом платиновой пластинки устанавливается равновесие. Схематично водородный электрод записывается в виде 1/2H2(Pt) Уравнение Нериста. Если химическая реакция протекает в условиях отличных от стандартных, то Е любой ОВ системы, можно расчитать по уравнению нериста: E=E^0+(2,3RTlg(c^Xокиc/с^Yвост))/nF RT/F=0,059/2,3 Ряд стандартных электродных потенциалов. Если ОВР протекает в стандартных условиях, то пользуются величинами Е^0 значения которых приведены в таблице. Выводы из ряда СЭП: 1) Чем меньше Е^0 тем более сильным восстановителем является металл, и тем более слабым окислителем является его ион. 2) Чем больше Е^0, тем более сильным окислителем я вляется неметалл, и тем более слабым является его ион. 3) Водород из разбавленных кислот Hcl, H2SO4 может быть вытеснен только металлами, Е^0 которых имеет знак “-”, то есть стоят выше водорода( относительно нуля) 4) Каждый металл способен вытеснять из раствора солей все металлы, стоящие в ряду СЭП ниже его(Zn+CuSO4>Cu+ZnSO4)