20. Електроліз як окислювально-відновний процес.

Електорліз-окисно-відновні процеси,які відбуваються на електродах,внаслідок пропускання постійного електричного струму,від зовнішнього джерела.Процес відновлення катіонів,який відбувається на катоді,що має негативний потенціал,називається катодним процесом,а процес окиснення аніонів,який відбувається на аноді,що має позитивний потенціал-анодним.Перебіг цих процесів залежить від багатьох чинників:природи окисника і відновника,концетрації іононів,температури,природи електродів,розчинника тощо.Електролізу можна піддавати,як водні розчини електролітів,так і їхні неводні розчини,зокрема розплави.Майже всі Ме,що легко окиснюються(Nа,К,Са),добувають електролізом їхніх розплавленних солей,або основ.Під час проходження струму,через разплав NаCl,катіони Nа⁺ рухаються до негативно зарядженого електрода,де відновлюються,взаємодіючи з електронами,що надходять по зовнішньому колу: Nа⁺+1е=Nа. Аніони Cl^– рухаються до позитивно зарядженого електрода,де окиснюються,віддаючи надлишкові електрони:2Cl^––1е=2Cl. Отже сумарне рівняння окисно-відновної реакції,що відбувається під час електролізу розплаву NаCl,матиме вигляд: Nа⁺+2Cl^–=Nа^о+Cl ₂↑.

21. Загальна характеристика елементів VI-А групи. Сірка. її знаходження в природі, одержання, властивості і використання.

1)До IV А групи(підгрупи Оксигену)належать:О,S,Sе,Те,Ро.Атоми цих елементів у зовнішньому шарі містять s²p⁴-електрони.Атом Оксигену відрізняється від атомів інших елементів цієї підгрупи відсутністю d-підрівня,тому він,як правило,може виявляти ковалентність,що дорівнює 2,за винятком таких сполук,як О₃,СО тощо.На відміну від Оксигену,S,Sе,Те,Ро,можуть виявляти ковалентність не тільки 2,а й 4,6.Це пояснюється тим,що число неспарених електронів в атомах цих елементів може збільшуватися за рахунок розпаковування s і p-електронів з переходом їх на d орбіталей зовнішнього електронного шару.

2)Сірка-високонегативний елемент,який проявляє кислотні властивості в водневих й кисневих сполуках,знаходиться у складі різноманітних парів,утворює багато кислот і солей.Більшість сульфуровміских солей малорозчинні у воді.При кімнатній температурі реагує з F,Cl та концетрованними кислотами-окисниками(HNO₃;Н₂SO₄)-проявляє відновні властивості.На повітрі горить утворюючи сірчаний ангідрид:S+О₂––SO₂.При взаємодії з Ме утворює сульфіди:2Nа+S––Nа₂S.При нагріванні реагує зС,Sі,Р,Н₂: С+2S––СS₂(сірковуглець).При нагріванні розчиняється в лугах:3S+6КОН––К₂SO₃+2Н₂S+3Н₂O.Добувати S можна з підземних покладів в чистому вигляді,методом термічного розкладу сульфідів: FеS₂––S!+FеS.Сірку отримують під час окиснення Н₂S нестачею О,або діоксидом S(VI) в суміші SO₂ і Н₂O: 2Н₂S+О₂––2S!+2Н₂O; 2Н₂S+SO₂––3S!+2Н₂O. Застовують S для отримання Н₂SO₄,вулканізації каучуків,виробництва сірників,чорного пороху,Використовують,як цілющий засіб,що входить у склад мазей проти шкіряних захворювань.

22. Азот. Будова атому, властивості, одержання та використання. Сполуки азоту з воднем.

Азот-неметал,безбарвний газ,конденсується в безбарвну рідину(на відміну від рідкого кисню,кипить при більш низькій температурі.В твердому стані-білий.Складова частина повітря,вміст N₂ рівно 78,09%.Погано розчиняється у воді,добре розчиняється в рідкому діоксиді S.В нормальних умовах хімічно пасивний:не реагує з кислотами,лугами,гідратом аміаку,галогенами,сіркою.В незначній степені реагує з Н₂ і О₂ при дії електричного розряду.В особливих умовах утворюється одноатомний азот,який має високу хімічну активність.Природний азот складається з ізотопу N(з домішками ¹⁵N)¹⁴₇N 1s²2s²2p³

Отримують азот фракційною перегонкою рідкого повітря.Невеликі кількості азоту зручно добувати термічним розкладанням нітриту амонію: NН₄NО₂––N₂!+2Н₂O.Азот високого ступеня чистоти добувають термічним розкладанням азиду Nа: 2NаN₃––3N₂!+2 Nа.Застосування азоту-технічне застосування азоту застосовується на його хімічній інертності.Він використовується при зварюванні металів,в ряді металургійних процесів,в вакумних установках й електричних лампах.В хімічній промисловості азот-вихідна речовина для отримання аміаку(NН₃).Аміак-безбарвний газ,при кімнатній температурі під надлишковим тиском стискається:рідкий аміак-безбарвний,твердий,білий.Добре розиняється у воді;утворює гідрат NН₂∙Н₂O,розчин має слабколужне середовище.Рідкий аміак-основний протонний розчонник;добре розчиняє сірку,галогеніди(окрім фторидів)й нітрати лужних металів.Гідразин(N₂Н₄)-безбарвна рідина ,масляниста.Має будову Н₂N––NН₂.Розкладається при помірному нагріванні.Змішується з рідким аміаком,водою.В розчинах утворює гідрат N₂Н₄∙Н₂O.Реагує з кислотами,О₂ повітрям,лужними металами.Сильний відновник.Добре розчиняє неорганічні солі:LiCl,CaCl₂,NaNO₃,NaClO₄,Mg(Cl(O₄)₂).Азидоводень(азидна кислота)НN₃–безбарвна рідина,вибухо небезпечна.Азид:йон-N₃^–-лінійний N^–=N⁺=N^–.Необмежено змішується з водою.НN₃–слабка кислота,розин поступово розкладається. Нейтралізується лугами,гідратом аміаку.Реагує з концетрованою кислотою.Проявляє окисно-відновні властивості.Суміш концетрованих НN₃ й НCl за дією подібний до«царської горілки»(розчиняєАu i Pt).Гідроксиламін(NO₂OН)-біла летка речовина,перегоняється у вакуумі.Термічно нестійкі.При комплексоутворенні іноді ізомеризується(М–NН₂OН––М–ONН₃).Добре розчиняється у воді,утворює гідрат NН₂OН∙Н₂O(розчин слаболужний),частково розкладається в розчині(каталізатор-йони перехідних металів,інгібітор-SnO₂).Проявляє основні властивості.Сильний відновник.Рідкий NН₂OН добре розчиняє HI,KCN,NaNO₃,NaCl,NaOH.

23. Хімічна рівновага. Константа рівноваги. Фактори, що впливають на константу рівноваги.

1)Стан систем реагуючих речовин(оборотної реакції),за якого швидкості прямої та зворотньої реакції стають однаковими називається хімічною рівновагою.В стані хімічної рівноваги кількості вихідних речовин і продуктів реакції не змінюються,оскільки реакція відбувається в обох напрямах рівноваги має рухомий(динамічний)характер.Кількісною характеристикою хімічної рівноваги є її константа.Розглянемо це на прикладі взаємодії оксиду сульфуру(IV)з О₂: 2SО₂+О₂––SO₃.Швидкість прямої реакції : v₁=К₁[SO₂]²[O₂]. Швидкість зворотньої реакції: v₂=K₂[SO₃]².В момент встановлення хімічної рівноваги v₁=v₂,тобто: К₁[SO₂]²[O₂]=K₂[SO₃]²; К₁/K₂=[SO₃]²/[SO₂]²[O₂].Відношення К₁/K₂ є сталою величиною,тому останнє рівнянн можна записати так:К=[SO₃]²/[SO₂]²[O₂].

2)В момент встановлення хімічної рівноваги відношення добутку рівноважних концетрацій продуктів реакції до добутку рівноважних концетрацій вихідних речовин є сталою величиною.Ця величина називається константою хімічної рівноваги.Константа хімічної рівноваги показує,що за умови рівноваги концетрації всіх речовин пов’язані між собою:в разі зміни концетрації будь-якої з реагуючих речовин змінюється концентрації всіх речовин інших речовин.У результаті встановлюється новий стан рівноваги і нові концентрації,але співвідношення між ними залишається незмінним,вони відповідають константі рівноваги.Стан хімічної рівноваги залишається незмінним доти,доки не зазнають зміни зовнішні умови(t^o,Р,С).Коли ж змінити умови,то рівновага системи порушиться.Це пояснюється тим,що в разі зміни зовнішніх умов швидкості прямої та зворотньої реакції стають різними;швидкості однієї з двох реакцій переважає над іншою,в результаті чого хімічна рівновага порушується.Вплив зміни зовнішнішніх умов на стан хімічної рівноваги визначається за правилом,що дістоло назву принцип Ле Шательє(1884р),або принципу рухомої(динамічної)рівноваги:якщо на систему,що перебуває у стані рівноваги,подіяти ззовні,то в системі відбуватимуться зміни,що послаблюють,або знищують цю дію.

3)Вплив концетрації.Якщо напрямок зміщення рівноваги в системі залежить від того,який з реагентів беруть з надлишком,то ступінь зміщення рівноваги в разі введення певної кількості реагента визначається стехіометричними коефіцієнтами речовини,що беруть участь у реакції.В разі збільшення концетрації однієї з реагуючих речовин у системі,що перебувала в стані рівноваги,рівновага зміщується у бік витрати цієї речовини,а в разі зменшення концетрації-в бік утворення цієї речовини.

4)Вплив тиску.Для газових систем на стан хімічної рівноваги впливає тиск,оскільки зі збільшенням Р зростає концетрація газових компонентів у даній системі.Реакції,що супроводжуються зменшенням V,простіше йдуть за підвищеного Р.Отже згідно з принципом Ле Шательє,підвищення Р зумовлює зміщення хімічної рівноваги в напрямку процесу,який супроводжується зменшенням V,а зниження Р-викликає зміщення рівноваги в протилежний бік.В разі підвищення тиску,рівновага зміщується у бік зменшення числа молекул газів,тобто в бік зниження Р,а в разі зниження Р-в бік збільшення числа молекул газів,тобто в бік підвищення тиску.

5)Вплив температури на стан рівноваги.Згідно принципом Ле Шательє,під час нагрівання системи,що перебуває у стані рівноваги,остання зміщується в бік того з двох протилежно напрямлених процесів,який супроводжується поглинанням теплоти.Природно,що зниження температури зумовлює протилежний результат:рівновага збільшується в бік того процесу,який супроводжується виділенням теплоти.Напрямок зміщення рівноваги внаслідок зміни температури,визначається знаком теплового ефекту.Чим більше ∆Н,тим значніший вплив температури і навпаки,якщо величина ∆Н близька до нуля,то зміна температури практично не впливає на стан рівноваги.

24. Іонний зв’язок - крайовий випадок полярного ковалентного зв'язку. Особливості іонного зв'язку.

Іонний зв’язок:природу йонного зв’язку,структуру і властивості йонних сполук можна пояснити з позиції електростатичної теорії хімічного зв’язоку.Згідно з цією теорією,хімічна взаємодія трактується,як процес утворення йонів,що приводить до електричної взаємодії.Навіть у типових йонних сполуках(NaCl,KF)не відбувається повне розділення негативного і позитивного зарядів,тобто повний перехід електрона від одного атома до іншого.Так у кристалі NaCl заряди йонів Cl^- і Na⁺становлять лише по 0,85 заряду електрона.Тому йонний з зв’язок слід розглядати,як граничний випадок полярного ковалентного зв’язку.Характерною особливістю йонного зв’язку є його ненасичуваність і ненапрямленість.Взаємодію двох різнойменно заряджених йонів не можна звести до повної компенсації силових полів.Тому однойменно заряджені йони можуть притягувати до себе будь-яку кількість йонів з протилежним знаком,тобто йонний зв’язок характеризується ненасичуваністю.У разі утворення йонного зв’язку,електронні хмари атомів,що взаємодіють,перекриваються так,що ділянки підвищенної електронної густини розміщуються симетрично відносно обох атомів,тому йонний зв’язок ненапрямлений.Через ненасичуваність і ненапрямленість йонного зв’язку сполучення окремих йонів приводить до утворення великих агрегатів-кристалів,а не завершується утворенням нових молекул.Саме завдяки ненасичуваності і ненапрямленості йонного зв’язку енергетично вигідно,щоб кожен йон був оточений максимальним числом йонів протилежного знака.проте внаслідок відштовхування однайменно зарядженних йонів,стійкість системи досягається лише за певної взаємної їх координації.Йонний зв’язок крім сполук,утворених атомами активних металів і активних неметалів,характерний і для твердих гідроксидів найактивніших металів(КОН,NaОН,RbOH,CsOH).До йонних сполук належить також велика кількість солей оксигеновмісних кислот.Кристалічні гратки таких солей складаються з негативнозарядженних кислотних залишків й позитивнозарядженних йонів металів.

25. Розчинність як фізико-хімІчний процес. Хімічна теорія розчинів Д. І. Менделєєва. Фізична теорія розчинів Вант-Гофа.

1)Розчинність-концетрація речовин у насиченому розчині.Розчинність має фізико-хімічний характер.В залежності від умов(Т,Р,V)можуть проявлятися хімічні,або фізичні сили взаємодії між компонентами розчину: а)зі зростанням концетрації розчиненого компонента,зростає інтенсивність взаємодії між частинками,структури ускладнюється. б)Додавання до рідини другого компонента,по різному виявляється в розчині(удосконалюється,або спрощується) в)При утворенні розчину змінюються властивості розчинника і розчиненої речовини.

2)Фактори розчинності:1)природа речовини;2)агрегатний стан;3)зовнішні умови(Т,Р,V).

3)Хімічна теорія розчинів(Д.І.Менделєєва):під час розчинення відбувається хімічна взаємодія між розчинюваною речовиною і розчинником.

4)Фізична теорія розчинів(Вант-Гофа):сили,які обумовлюють утворення розчинів є суто фізичні.

26. Явище Осмосу. Осмотичний тиск. Закон Вант-Гофа.

1)Явище проникнення молекул,через напівпроникну перетинну називається осмосом.Якщо в колбу з розчинником внести розчинену речовину,то молекули цієї речовини будуть спричинювати тиск на стінки колби.Цей тиск можна виявити за допомогою напівпроникних перетинок,які мають здатність пропускати тільки молекули розчинника і затримувати частинки розчиненної речовини.Тиск,який слід прикласти до розчину,щоб осмос припинився називають осмотичним тиском.

2)Закон Вант-Гофа:осмотичний тиск розчину прямо пропорційний його концетрації та температарі: Р_осм=сRТ;де с-концетрація,Т-абсолютна темпеатура,R-універсальна газова стала=8,314Дж/(Моль*К)

27. Водневий зв'язок і його особливості. Вплив водневого зв'язку на властивості сполук.

Водневий зв’язок:утворюється між атомами гідрогену й атомами електронегативних елементів різних молекул однієї і тієї самої речовини,які мають неподілені пари електронів.Для водневого зв’язку характерна насичуваність і напрямленість,його слід вважати різновидом ковалентного зв’язку.Водневий зв’язок тим сильніший,чим більше електронегативність атома партнера і чим менші його розміри,тому водневий зв’язок характерний для сполук Н з F і О,меншою мірою-з N,Cl,S.Не ослабляючи зв’язку з атомом елемента,з яким він утворює полярний ковалентний зв’язок,атом Гідрогену притягує електрони електронегативного елемента від іншої молекули сполуки.Цю здатність атома Гідрогена можна пояснити малим його розміром і здатністю проникати в електронні оболонки інших атомів.Водневі зв’язки зумовлюють утворення сильно поляризовані з’єднання А—Н(А-активний неметал),які містять у своєму складі гідроксильні,карбоксильні та аміногрупи.Водневий зв’язок значно слабкіший,ніж ковалентний,або йонний,однак він порівняно з дисперсійними силами значно полегшує перехід речовини із газоподібного стану в рідкий,або твердий.Водневий зв’язок має велике значення для процесів розчинення.Розчинність речовини залежить від її здатності утворювати з розчинником водневі зв’язки.

28. Рівновага в розчинах слабких електролітів. Константа дисоціації як міра сили електролітів. Закон розбавлення Освальда.

1)Відомо,що процес дисоціації є оборотним.Тому процеси дисоціації молекул розчинених речовин на йони описують загальними законами рівноваги.Для процесу К_nА_m^——nK^a++mA^b-—константа рівноваги К=[K^a+]ⁿ∙[A^b]^m/[К_nА_m].К-називають константою дисоціації(К_д).Зрозуміло,що чим більше величина константи дисоціації,тим більш дисоціаційованою буде дана сполука.Величина К_д (як і будь-яка константа рівноваги)не залежить від концетрації електроліту,а залежить тільки від природи електроліту і електроліту та від температури.Тому константа дисоціації дає електрону більш загальну характеристику,ніж ступінь дисоціації.

2)Закон розбавлення Оствальда: К_д=а²с/1-а;де а- ступінь дисоціації, с-загальна концетрація електроліту.Це рівняння виражає залежність ступеня дисоціації слабкого електроліту від концетрації:зі збільшенням концетрації розчину електроліту,ступінь його дисоціації зменшується,і навпаки,розбавлення розчину приводить до підвищення ступеня дисоціації,оскільки розбавлення розчину не заважає дисоціації,а тільки затруднює зворотній процес-утворення молекул з йонів.

29. Гідроліз солей. Кислотність середовища.

1)Гидролиз солей - это химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды,приводящее к образованию слабого электролита.Если рассматривать соль,как продукт нейтрализации основания кислотой,то можно разделить соли на четыре группы,для каждой из которых гидролиз будет протекать по-своему.Соль,образованная сильным основанием и сильной кислотой(KBr,NaCl,NaNO3),гидролизу подвергаться не будет,так как в этом случае слабый электролит не образуется.Реакция среды остается нейтральной.

1.Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания(раствор имеет щелочную среду,реакция протекает обратимо):

Na₂CO₃+Н₂О=NaHCO₃+NaOH

CO₃^2-+H₂O=HCO₃^-+OН^-

2.Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания(раствор имеет кислую среду,реакция протекает обратимо):

СuСl₂+Н₂О=CuOHCl+HCl

Cu₂⁺+Н₂О=CuOH+Н⁺

3.Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания(Гидролиз в этом случае протекает практически полностью,так как оба продукта гидролиза уходят из сферы реакции в виде осадка или газа):

Al₂S₃+6H₂O=2Al(OН)₃+3H₂S

2Аl₃⁺+3S₂^-+6Н₂О=2Аl(OН)₃(осадок)+ЗН₂S(газ)

4.Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу,и имеет нейтральную среду.

2)а)Кислотой называется молекула или ион-донор протона, например:H₃O⁺,H₂S,Al(H₂O)₆³⁺.

б)Основанием называется молекула или ион-акцептор протона,например:OH^-,NH₃,PO₄^3-,Al(OH)₆^3-.

в)Амфолитом называется молекула или ион,которые могут быть как донором,так и акцептором протона,например:H₂O,HS^-,HPO₄^–.

3)Кислотність середовища,визначається крнцетрацією ірнів водню в розчині.

30. Кисневі сполуки азоту. Азотна кислота, її властивості, одержання, використання.

1)Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции—это химические реакции,протекающие с изменением степеней окисления атомов,входящих в состав реагирующих веществ,реализующихся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем и атомом-восстановителем.В процессе окислительно-восстановительной реакции восстановитель отдаёт электроны,то есть окисляется;окислитель присоединяет электроны,то есть восстанавливается.Причём любая окислительно-восстановительная реакция представляет собой единство двух противоположных превращений—окисления и восстановления,происходящих одновременно и без отрыва одного от другого(ОВР).При окисле́нии вещества в результате отдачи электронов увеличивается его степень окисления.Атомы окисляемого вещества,называются донорами электронов,а атомы окислителя—акцепторами электронов.В некоторых случаях при окислении молекула исходного вещества может стать нестабильной и распасться на более стабильные и более мелкие составные части.При этом некоторые из атомов получившихся молекул имеют более высокую степень окисления,чем те же атомы в исходной молекуле.Окислитель,принимая электроны,приобретает восстановительные свойства,превращаясь в сопряжённый восстановитель.Восстановле́нием называется процесс присоединения электронов атомом вещества,при этом его степень окисления понижается.При восстановлении атомы или ионы присоединяют электроны.При этом происходит понижение степени окисления элемента.Примеры: восстановление оксидов металлов до свободных металлов при помощи водорода,углерода,других веществ;восстановление органических кислот в альдегиды и спирты;гидрогенизация жиров и др.Восстановитель,отдавая электроны,приобретает окислительные свойства,превращаясь в сопряжённый окислитель.Ступінь окиснення-це умовний заряд,що виникає на атомі внаслідок віддачі,або приєднання електронів.Виды окислительно-восстановительных реакций:

1.Межмолекулярные-реакции,в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ,например:Н₂S+Cl₂--->S+2HCl

2.Внутримолекулярные-реакции,в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества,например:NH₄NO₃--->N₂O+2H₂O

3.Диспропорционирование(самоокисление-самовосстановление)-реакции,в которых атомы с промежуточной степенью окисления превращаются в эквимолярную смесь атомов с более высокой и более низкой степенями окисления:Cl₂+H₂O--->HClO+HCl

2)Метод полуреакций использует не условные степени окисления атомов,а реально существующие окислители и восстановители в виде частиц,в состав которых входят элементы,изменяющие свои степени окисления в ходе реакции.В методе полуреакций составляют ионные уравнения для восстановления окислителя и окисления восстановителя с последующим суммированием полученных полуреакций в общее ионное уравнение.Следует учитывать,что каждая окислительно-восстановительная реакция может быть использована для получения электрического тока,если ее проводить в гальваническом элементе.В любой окислительно-восcтановительной реакции и для окислителя и для восстановителя существуют окисленные-Ox-и восстановленные-Red-формы.Основными признаками Ox-формы являются: 1.большее число атомов кислорода. 2. меньшее число атомов водорода. 3.больший (в алгебраическом смысле) заряд. Например,из двух ионов NO₃- и NO₂ Ox-формой будет NO₃-,т.к. этот ион содержит большее число атомов кислорода(соответственно Red-формой будет NO₂);из NH₃ и N₂ Ox-формой является N₂, т.к. в нем меньше водорода; из Fe и Fe²⁺ Ox-форма - Fe²⁺т.к. имеет больший заряд.