химия к экзамену

12. Химия - наука о веществах, закономерностях их превращений (физических и химических свойствах) и применении. В настоящее время известно более 100 тыс. неорганических и более 4 млн. органических соединений. Химические явления: одни вещества превращаются в другие, отличающиеся от исходных составом и свойствами, при этом состав ядер атомов не изменяется. Физические явления: меняется физическое состояние веществ (парообразование, плавление, электропроводность, выделение тепла и света, ковкость и др.) или образуются новые вещества с изменением состава ядер атомов. Атомно - молекулярное учение. 1Все вещества состоят из молекул. Молекула - наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами. 2Молекулы состоят из атомов. Атом - наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства. Различным элементам соответствуют различные атомы. 3Молекулы и атомы находятся в непрерывном движении; между ними существуют силы притяжения и отталкивания. Атомное ядро - центральная часть атома, состоящая из Z протонов и N нейтронов, в которой сосредоточена основная масса атомов. Заряд ядра - положительный, по величине равен количеству протонов в ядре или электронов в нейтральном атоме и совпадает с порядковым номером элемента в периодической системе. Сумма протонов и нейтронов атомного ядра называется массовым числом A = Z + N. Изотопы - химические элементы с одинаковыми зарядами ядер, но различными массовыми числами за счет разного числа нейтронов в ядре. Относительная атомная масса (Ar) - безразмерная величина, равная отношению средней массы атома элемента (с учетом процентного содержания изотопов в природе) к 1/12 массы атома 12C. Молярная масса показывает массу 1 моля вещества (обозначается M).

13. Бутлеров Александр Михайлович [3 (15) сентября 1828, Чистополь Казанской губернии (ныне Татарстан) — 5 (17) августа 1886, деревня Бутлеровка Спасского уезда (ныне Алексеевский район) Казанской губернии], российский химик, автор теории химического строения, создатель первой отечественной школы в органической химии. а) показал недостаточность существовавших теорий химии; б) подчеркнул основополагающее значение теории атомности; в) дал определение понятия химического строения как распределения принадлежащих атомам сил сродства, "вследствие которого... атомы, посредственно или непосредственно влияя друг на друга, соединяются в химическую частицу"; г) сформулировал восемь правил образования химических соединений; д) впервые обратил внимание на то, что различная реакционная способность разных соединений объясняется "большей или меньшей энергией", с которой связываются атомы (то есть энергией связей), а также полным или неполным потреблением единиц сродства при образовании связи (в углекислом газе - полное, в окиси углерода - неполное). Бор (Bohr) Нильс Хендрик Давид (7 октября 1885, Копенгаген — 18 ноября 1962, там же), датский ученый, один из создателей современной физики. Автор основополагающих трудов по квантовой механике, теории атома, атомного ядра, ядерным реакциям. а) показал, что электрон может вращаться вокруг ядра не по любым, а лишь по определенным квантовым орбитам; б) дал математическое описание устойчивости орбит, или стационарного состояния атома; в) показал, что всякое излучение либо поглощение энергии атомом связано с переходом между двумя стационарными состояниями и происходит дискретно с выделением или поглощением планковских квантов; г) ввел понятие главного квантового числа для характеристики электрона. Рассчитал спектр атома водорода, показав полное совпадение расчетных данных с эмпирическими. Построил (1913-1921 гг.) модели атомов других элементов периодической системы, охарактеризовав движение электронов в них посредством главного n и побочного k квантовых чисел. Заложил (1921 г.) основы первой физической теории периодической системы элементов, в которой связал периодичность свойств элементов с формированием электронных конфигураций атомов по мере увеличения заряда ядра. Обосновал подразделение групп периодической системы на главные и побочные. Впервые объяснил подобие свойств редкоземельных элементов. Сформулировал (1918 г.) важный для атомной теории принцип соответствия. Многое сделал для становления и интерпретации квантовой механики, в частности предложил (1927 г.) имеющий большое значение для ее понимания принцип дополнительности. Менделеев Дмитрий Иванович (1834-1907), российский химик, разносторонний ученый, педагог. Открыл (1869) периодический закон химических элементов — один из основных законов естествознания. Член многих академий наук и научных обществ. Один из основателей Русского физико-химического общества (1868 г.). В его честь назван элемент № 101 - менделевий. АН СССР учредила (1962 г.) премию и Золотую медаль им. Д. И. Менделеева за лучшие работы по химии и химической технологии. В 1855-1856 гг. - учитель гимназии при Ришельевском лицее в Одессе. В 1857-1890 гг. Менелеев преподавал в Петербургском университете (с 1865 г. - профессор), одновременно в 1863-1872 гг. - профессор Петербургского технологического института. В 1859-1861 гг. находился в научной командировке в Гейдельберге. В 1890 г. покинул университет из-за конфликта с министром просвещения, который во время студенческих волнений отказался принять от Менделеева петицию студентов. С 1892 г. Дмитрий Иванович Менделеев - ученый-хранитель Депо образцовых гирь и весов, которое в 1893 г. по его инициативе было преобразовано в Главную палату мер и весов (с 1893 г. - управляющий). Научные работы относятся преимущественно к той дисциплине, которую называют общей химией, а также к физике, химической технологии, экономике, сельскому хозяйству, метрологии, географии, метеорологии. Менделеев исследовал (1854-1856 гг.) явления изоморфизма, раскрывающие отношения между кристаллической формой и химическим составом соединений, а также зависимость свойств элементов от величины их атомных объемов. Открыл (1860 г.) "температуру абсолютного кипения жидкостей", или критическую.

14. Важнейшей составной частью физической химии в XIX веке стало учение о растворах. Начало систематическим исследованиям растворов положили опыты, которые проводили в 30-е гг. XVIII в. Рене Антуан Реомюр с водно-спиртовыми растворами и Герман Бургаве с растворами неорганических солей. Немецкий химик Фридрих Гофман и несколько позднее Бургаве в своём популярном учебнике "Элементы химии" (1732 г.) высказали предположение о том, что при растворении происходит соединение растворителя с растворяемым веществом. Точка зрения Гофмана и Бургаве на некоторое время вытеснила в химии т.н. корпускулярную теорию растворения, рассматривавшую растворение как простое смешение разнородных корпускул. В начале XIX века среди химиков широко распространились два различных взгляда на природу растворов: Клод Луи Бертолле рассматривал растворы как неопределённые (нестехиометрические) соединения, а Йёнс Якоб Берцелиус считал их механическими смесями, при образовании которых не действуют силы химического сродства, поскольку растворы не подчиняются закону постоянства состава. Развившиеся из этих представлений физическая и химическая теории растворов на протяжении всего XIX века существовали параллельно, и каждая из них могла предложить веские экспериментальные свидетельства в свою пользу. Активным и последовательным сторонником химической теории растворов являлся Д. И. Менделеев, доказывавший свою позицию такими аргументами, как тепловые и объёмные эффекты при растворении, существование определённых соединений растворителя и растворённого вещества в растворе и в твёрдом состоянии. Физическая теория растворов в свою очередь достигла существенных успехов в количественном описании некоторых свойств растворов. В 1882-1887 гг. Франсуа Мари Рауль открыл закон упругости пара растворов и закон криоскопии (известные сейчас соответственно как 1-й и 2-й законы Рауля). Криоскопический метод определение молекулярной массы веществ, который ввёл в практику в 1888 г. Эрнст Отто Бекман оказался настолько простым и быстрым, что вытеснил метод, основанный на определении плотности пара. В 1886-1887 гг. Якоб Генрик Вант-Гофф опубликовал блестящие обобщающие статьи, в которых показал, что газовые законы целиком справедливы и для сильно разбавленных растворов; роль газового давления играет осмотическое давление раствора. Вант-Гофф увязывал свои выкладки с экспериментальными результатами Рауля о понижении давления пара, повышении температуры кипения и понижении температуры замерзания разбавленных растворов. Осмотическая теория Вант-Гоффа предоставила в распоряжение химиков сразу несколько способов определения молекулярной массы веществ, что заставило пользоваться её практическими следствиями даже тех химиков, которые отрицательно относились к физической теории растворов. Уже в момент появления осмотическая теория испытывала затруднения, касающиеся растворов солей, кислот и оснований, проводящих электрический ток – электролитов. Вант-Гофф был вынужден ввести в свои формулы поправочный изотонический коэффициент. Однако эти затруднения теории превратились в самую блестящую её часть – теорию электролитической диссоциации. Следует упомянуть о том, что первое предположение о способности солей расщепляться в воде на свои полярно-электрические простейшие части без действия электрического тока высказывал в 1805-1818 гг. Теодор фон Гротгус; однако его идеи в период господства электрохимической теории Берцелиуса оказались забытыми. Рудольф Клаузиус в 1857 г. также предлагал гипотезу о том, что соли в растворе в некоторой степени распадаются на два иона даже в тех случаях, когда ток через раствор не протекает. Создателем теории электролитической диссоциации стал шведский химик Сванте Аррениус, который в 1887 г. показал, что изотонический коэффициент Вант-Гоффа, стремящийся при разбавлении раствора к целочисленному значению, имеет физический смысл числа ионов, на которые распадается в растворе молекула электролита. Таким образом, все аномалии осмотической теории стали блестящим доказательством теории электролитической диссоциации. Аррениус вывел формулу, связывавшую степень диссоциации и изотонический коэффициент. Важным выводом теории электролитической диссоциации стало представление реакции нейтрализации в виде взаимодействия иона водорода с гидроксид-ионом. Это заключение Аррениуса удачно объяснило открытый Г. Гессом закон термонейтральности – одинаковые величины теплот нейтрализации сильных кислот сильными основаниями. В течение нескольких лет многочисленные исследования С. Аррениуса, В. Оствальда, В. Нернста и многих других учёных не только подтвердили справедливость основных положений теории электролитической диссоциации, но и существенно увеличили число экспериментальных фактов, объяснение которым можно было найти с применением теории Аррениуса. Созданная Вант-Гоффом и Аррениусом теория растворов никоим образом не являлась всеобъемлющей. К концу XIX века стало очевидно, что физическая и химическая теории растворов не взаимоисключающи, как считалось ранее, но дополняют друг друга; каждая представляет собой лишь крайний и односторонний подход к рассмотрению проблемы.

15 Вещества, находящиеся в жидком состоянии, текучи, не обладают определенной формой и стремятся сохранить свой объем. Жидкости характеризуются сильным взаимным притяжением молекул и наличием ближнего порядка в их расположении. Молекулы жидкости совершают частые столкновения с ближайшими соседями и относительно более редкие перемещения, приводящие к смене окружения. Влияние жидкой среды на протекание химических процессов может быть весьма значительным, особенно если молекулы жидкого вещества полярны. 1) Ионизация в газе и жидкости. Для разделения нейтрального невозбуждённого атома (молекулы) на две или более заряженные частицы, т. е. для его И., необходимо затратить энергию И. W. Для всех атомов данного элемента (или молекул данного химического соединения), ионизующихся из основного состояния одинаковым образом (с образованием одинаковых ионов), энергия И. одинакова. Простейший акт Ионизации- отщепление от атома (молекулы) одного электрона и образование положительного иона. Свойства частицы по отношению к такой И. характеризуют её ионизационным потенциалом, представляющим собой энергию И., деленную на заряд электрона.Присоединение электронов к нейтральным атомам или молекулам (образование отрицательного иона), в отличие от других актов И., может сопровождаться как затратой, так и выделением энергии; в последнем случае говорят, что атомы (молекулы) данного вещества обладают сродством к электрону.Если энергия Ионизации W сообщается ионизуемой частице другой частицей (электроном, атомом или ионом) при их столкновении, то И. называется ударной. Вероятность ударной И. (характеризуемая эффективным поперечным сечением И.) зависит от рода ионизуемых и бомбардирующих частиц и от кинетической энергии последних Eк: до некоторого минимального (порогового) значения Eк эта вероятность равна нулю, при увеличении Eк выше порога она вначале быстро возрастает, достигает максимума, а затем убывает. Если энергии, передаваемые ионизуемым частицам в столкновениях, достаточно велики, возможно образование из них, наряду с однозарядными, и многозарядных ионов (многократная И.). При столкновениях атомов и ионов с атомами может происходить Ионизация не только бомбардируемых, но и бомбардирующих частиц. Это явление известно под названием "обдирки" пучка частиц; налетающие нейтральные атомы, теряя свои электроны, превращаются в ионы, а у налетающих ионов заряд увеличивается. Обратный процесс - захват электронов от ионизуемых частиц налетающими положительными ионами называется перезарядкой ионов (см. также Столкновения атомные). В определённых условиях частицы могут ионизоваться и при столкновениях, в которых передаётся энергия, меньшая W: сначала атомы (молекулы) возбуждаются ударами, после чего для их Ионизация достаточно сообщить им энергию, равную разности W и энергии возбуждения. Таким образом, "накопление" необходимой для И. энергии осуществляется в нескольких последовательных столкновениях. Подобная И. называется ступенчатой. Она возможна, если столкновения происходят столь часто, что частица в промежутке между двумя соударениями не успевает потерять энергию, полученную в первом из них (достаточно плотные газы, высокоинтенсивные потоки бомбардирующих частиц). Кроме того, механизм ступенчатой И. очень существен в случаях, когда частицы ионизуемого вещества обладают метастабильными состояниями, т. е. способны относительно долгое время сохранять энергию возбуждения.

16 Растворимость данного вещества – это его способность образовывать растворы с другими веществами. Количественно растворимость газа, жидкости или твердого тела измеряется концентрацией их насыщенного раствора при данной температуре. Это важная характеристика вещества, помогающая понять его природу, а также влиять на ход реакций, в которых это вещество участвует. Ионизация и диссоциация веществ в растворе. В растворах, как и в индивидуальных жидкостях, взаимодействие молекул может сопровождаться их ионизацией. Распад вещества на сольватированные ионы под действием молекул растворителя называется ионизацией вещества в растворах или электролитической диссоциацией.Идея о распаде вещества в растворе на ионы была высказана С. Аррениусом (1887). Основоположниками современной теории электролитической диссоциации как процесса, вызываемого сольватацией молекул, являютсяКаблуков и Кистяковский. В отличие от гипотезы ионизации С. Аррениуса, не учитывающей взаимодействие растворенного вещества с растворителем, в их теории к объяснению электролитической диссоциации привлекается химическая теория растворов Д.И. Менделеева. Возможность и степень распада на ионы определяется природой растворенного вещества и природой растворителя.

17. Энергетический эффект растворения. При растворении разрушается связь между молекулами (атомами, ионами) в растворяемом веществе и растворителе, что связано с затратой энергии. Одновременно протекает процесс комплексообразования (сольватации), т.е. возникают связи между частицами растворенного вещества и растворителя; он сопровождается выделением энергии. Общий же энергетический эффект растворения в зависимости от соотношения количеств выделяемой и поглощаемой энергии может быть как положительным, так и отрицательным. При растворении газов и жидкостей теплота обычно выделяется. В частности, с выделением теплоты протекает смешение воды и спирта. При растворении в воде твердых веществ теплота может и выделяться — растворение КОН, Са(ОН)2 — и поглощаться — растворение NH4NO3. Поэтому нагревание по-разному сказывается на их растворимости. Если растворение вещества сопровождается выделением теплоты, то при нагревании его растворимость падает (КОН). Если же вещества растворяются с поглощением теплоты, то нагревание вызывает увеличение растворимости (NH4N03).

18. 18

Существуют различные способы выражения состава раствора. Наиболее часто используют массовую долю растворённого вещества, молярную и нормальную концентрацию. Массовая доля растворённого вещества w(B) - это безразмерная величина, равная отношению массы растворённого вещества к общей массе раствора m :

w(B)= m(B) / m

Массовую долю растворённого вещества w(B) обычно выражают в долях единицы или в процентах.

Молярная концентрация C(B) показывает, сколько моль растворённого вещества содержится в 1 литре раствора.

C(B) = n(B) / V = m(B) / (M(B) • V),

где М(B) - молярная масса растворенного вещества г/моль.

Молярная концентрация измеряется в моль/л и обозначается "M".

Концентрацию раствора можно выразить количеством молей растворённого вещества в 1000 г растворителя. Такое выражение концентрации называют молярностью раствора.

Нормальность раствора обозначает число грамм-эквивалентов данного вещества в одном литре раствора или число миллиграмм-эквивалентов в одном миллилитре раствора. Грамм - эквивалентом вещества называется количество граммов вещества, численно равное его эквиваленту. Для сложных веществ - это количество вещества, соответствующее прямо или косвенно при химических превращениях 1 грамму водорода или 8 граммам кислорода.

Эоснования = Моснования / число замещаемых в реакции гидроксильных групп . Экислоты = Мкислоты / число замещаемых в реакции атомов водорода. Эсоли = Мсоли / произведение числа катионов на его заряд. Величины нормальности обозначают буквой "Н".

Гидро́лиз (от греч. hydro — вода и lysis — разложение) — взаимодействие веществ с водой с образованием различных соединений (кислот, оснований и др.). Гидролизу подвергаются соединения различных классов: соли, углеводы, белки, сложные эфиры, жиры и др.

Гидролиз солей

Взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию молекул слабого электролита, называют гидролизом солей.

Различают несколько вариантов гидролиза солей:

1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания:

Na2CO3 + Н2О = NaHCO3 + NaOH

CO32- + H2O = HCO3- + OН-

(раствор имеет щелочную реакцию, реакция протекает обратимо)

2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания:

СuСl2 + Н2О = CuOHCl + HCl

Cu2+ + Н2О = CuOH+ + Н+

(раствор имеет кислую реакцию, реакция протекает обратимо)

3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания:

Al2S3 + 6H2O = 2Al(OН)3 + 3H2S

2Аl3+ + 3S2- + 6Н2О = 2Аl(OН)3 + ЗН2S

(Гидролиз в этом случае протекает практически полностью, так как оба продукта гидролиза уходят из сферы реакции в виде осадка или газа).

Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу, и раствор нейтрален.

19. Оказывается, электролиты по способности диссоциировать на ионы при растворении делятся на сильные и слабые (схема 2). Их поведение при растворении различно. Часть молекул слабых электролитов под действием растворителя распадается на ионы. Процесс их диссоциации обратим, так как при столкновениях ионы легко ассоциируются, поэтому в растворах слабых электролитов устанавливается динамическое равновесие между ионами и недиссоциированными молекулами:

В растворах слабых электролитов ионов может быть так мало, что для обнаружения электропроводности раствора потребуются чувствительные приборы. При растворении сильных электролитов диссоциация происходит практически полностью, ионные кристаллы или молекулы распадаются с образованием гидратированных (сольватированных) ионов. Химические уравнения, описывающие этот процесс, мы неоднократно составляли:

Молекул в растворах сильных электролитов нет. Правда, в их концентрированных растворах при столкновении ионов иногда образуются ионные пары (иногда их называют квазимолекулами). рассмотренном опыте при соединении растворов слабых электролитов, например аммиака и уксусной кислоты, образуется ацетат аммония - соль, имеющая ионное строение и являющаяся сильным электролитном:

Это и было зарегистрировано прибором, показавшим значительное усиление электропроводности раствора.

Поскольку в растворах электролитов наряду с ионами присутствуют молекулы, важной их характеристикой является степень диссоциации.

Степенью диссоциации (а) называется отношение числа распавшихся на ионы молекул (и) к общему числу растворенных молекул (N):

Степень диссоциации обозначается буквой греческого алфавита а (альфа) и измеряется в долях единицы: от 0 (диссоциации нет) до 1 (все молекулы диссоциированы); в процентах: от 0 до 100%. Например, если а = 40%, это означает, что из каждых 100 молекул на ионы распалось 40

19, классы химических соединений. Обычно кислотами называют вещества, содержащие водород (HCl, HNO3, H2SO4, CH3COOH и т.д.) и диссоциирующие в воде с образованием ионов Н+ (точнее, ионов гидроксония H3O+). Присутствие этих ионов обусловливает характерный острый вкус водных растворов кислот, а также их способность изменять окраску индикаторов химических (См. Индикаторы химические). По числу отщепляющихся протонов различают кислоты одноосновные (например, азотная HNO3, соляная HCl, уксусная CH3COOH), двухосновные (серная H2SO4, угольная H2CO3), трехосновные (ортофосфорная H3PO4). Чем больше ионов гидроксония присутствует в водном растворе кислоты, т. е. чем выше степень диссоциации последней, тем кислота сильнее. Кислоты, полностью диссоциированные в разбавленных растворах, называют сильными. К слабым относятся кислоты с константой ионизации (характеризующей степень диссоциации кислоты в растворе, например, при 25 °С) ниже 10-5 (уксусная 1,8․10-5, синильная 7,9․10-10). Диссоциация многоосновных кислот происходит в несколько ступеней, каждая из которых имеет свою константу ионизации. Например, константа ионизации H3PO4 на

Н+ и H2PO-4 7․10-3, H2PO4- на Н+ и HPO42- 8․10-8, HPO42- на Н+ и PO43- 4,8․10-13. Об органических кислотах см. также Карбоновые кислоты. Основаниями обычно называют вещества, содержащие гидроксильную группу OH [КОН, NaOH, Ca (OH)2 и др.] и способные диссоциировать в водном растворе с образованием гидроксильных ионов OH-. Большинство оснований нерастворимо в воде. Растворимые в воде основания называют щелочами (См. Щёлочи). Присутствием ионов OH- и объясняется характерный щелочной вкус растворов щелочей, а также их способность изменять окраску индикаторов. Основания с 1, 2, 3 гидроксильными группами называются соответственно одно-, двух-, трёхкислотными. Не полностью диссоциирующие при растворении в воде основания называются, как и кислоты, слабыми. К сильным основаниям относятся гидроокиси калия KOH, натрия NaOH, бария Ba (OH)3. О принципах установления названий К. и о. см. Номенклатура неорганических соединений.

20. Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель pH. Ионное произведение воды. Понятие об индикаторах. Чистая вода очень плохо проводит электрический ток, но всё же обладает измеримой электропроводностью, которая объясняется небольшой диссоциацией воды на ионы водорода и гидроксид-ионы. По величине электропроводности чистой воды можно определить концентрацию ионов водорода и гидроксид-ионов в воде. оскольку степень диссоциации воды очень мала, то концентрация недиссоциированных молекул в воде практически равна общей концентрации воды, поэтому из выражения для константы диссоциации воды получакм, что для воды и разбавленных водных растворов при неизменной температуре произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов есть величина постоянная. Эта постоянная величина называется ионным произведением воды. Растворы, в которых концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковы, называются нейтральными. В кисдых растворах больше ионов водорода, в щелочных - гидроксид-ионов. Но произведение их концентраций всегда постоянно. Это означает, что если известна концентрация ионов водорода в водном растворе, то тем самым и определена и концентрация гидроксид-ионов. Поэтому как степень кислотности, так и степень щёлочности раствора можно количественно охарактеризовать концентрацией ионов водорода: Кислотность или щёлочность раствора можно выразить более удобным способом: вместо концентрации ионов водорода указывают её десятичный логарифм, взятый с обратным знаком. Последняя величина называется водородным показателем и обозначается рН: . Отсюда ясно, что в нейтральном растворе pH=7; в кислых растворах рН<7 и тем меньше, чем кислее раствор; в щелочных растворах рН>7, и тем больше, чем больше щёлочность раствора. Для измерения рН существуют различные методы. Приближённо реакцию раствора можно определить с помощью специальных реакторов, называемых индикаторами, окраска которых меняется в зависимости от концентрации ионов водорода. Наиболее распространены метиловый оранжевый, метиловый красный, фенолфталеин и лакмус.

21. Температура кипения растворов, температура начала перехода жидкой фазы данного состава в пар. Т. к. р., как правило, ниже температуры конденсации, при которой пар того же состава начинает конденсироваться… Температура замерзания растворов ниже температуры замерзания чистого растворителя, так как парциальное давление пара растворителя над раствором всегда меньше, чем давление пара над самим растворителем при той же температуре. Постоянной температурой замерзания обладают эвтектики.

Раствор, в отличие от чистой жидкости не отвердевает целиком при одной температуре. Кристаллы начинают выделяться при какой-то одной температуре. По мере понижения температуры количество их растет, пока весь раствор не отвердеет. Температурой начала кристаллизации называют температуру, при которой при охлаждении раствора начинается образование кристаллов. Не рассматривая здесь систем, в которых происходит образование твердых растворов, можно сказать, что температурой начала кристаллизации называется температура, при которой кристаллы растворителя находятся в равновесии с раствором данного вещества. Опыт показывает, что разбавленный раствор замерзает при температуре более низкой, чем чистый растворитель. Такое изменение температуры можно рассматривать как общее правило. Для характеристики температуры замерзания раствора введена величина T 3.“понижение температуры замерзания” Коэффициент K называется молярным понижением температуры замерзания или криоскопической постоянной Кипение растворов. Если рассматривать растворы нелетучего вещества в летучих растворителях, то температура кипения таких растворов всегда выше температуры кипения чистого растворителя. Повышение температуры кипения будет тем больше, чем выше концентрация раствора. И для разбавленных растворов его можно считать пропорциональным концентрации. Для растворов температуры кипения являются более высокими, чем для чистого растворителя и разность между ними будет тем большей, чем выше концентрация растворов. Повышение температуры кипения пропорционально концентрации раствора. T кип = Е*с Коэффициент пропорциональности Е является постоянной. Он называется молярным повышение температуры кипения или эбуллиоскопической постоянной.

22. Двойственная природа жидких растворов. Кроме энергетического эффекта растворение сопровождается также изменением объема. Например, при растворении спирта в воде объем раствора уменьшается примерно на 3,5% по сравнению с общим объемом взятых веществ за счет образования сольватов.

При растворении иногда наблюдается и изменение окраски. Например, белый сульфат меди CuS04 образует водный раствор синего цвета за счет возникновения гидратированных аквакомплексов [Си(ОН2)б]2*.

Все эти факты (энергетический эффект растворения, изменение объема и окраски при растворении) говорят о том, что жидкие растворы следует рассматривать как химические соединения. Однако отсутствие у растворов постоянного состава, т.е. определенных соотношений количества растворенного вещества и количества растворителя, сближает их с механическими смесями. Таким образом, жидкие растворы занимают промежуточное положение между химическими соединениями постоянного состава и механическими смесями.

23. ионо-сольваты. При растворении происходит сольватация (гидратация), связанная с образованием комплексных соединений, в результате чего образуются сольватированные комплексы - в водных растворах гидратированные аквакомплексы.В простейших случаях образование катионных аквакомплексов можно объяснить донорно-акцепторным взаимодействием катиона с молекулами воды, а анионных аквакомплексов т-за счет водородной связи.Понятно, что аквакомплексы, в свою очередь, гидратированы, т.е. вокруг них координированы молекулы воды за счет водородных связей.

Координационное число центральных ионов в аквакомплексах в разбавленных растворах (т.е. при достаточном количестве молекул воды) в общем случае соответствует значению характерного координационного числа катиона (акцептора) и аниона (донора). Так, для ионов А15+, Сг3+, Со2+ координационное число обычно равно шести, а для Be2* — четырем. В разбавленных водных растворах, следовательно, эти ионы находятся в виде гидратированных комплексных ионов типа октаэдрического [А!(ОН2)6]3*, тетраэдрического [Ве(ОН2)4]2*.

24. .химическая связь,природы химич. связей, важнейшие хар-ки хим.связей (длина,прочность,полярность,дипольный момент) Химическая связь - это взаимодействие двух атомов, осуществляемое путем обмена электронами. При образовании химической связи атомы стремятся приобрести устойчивую восьмиэлектронную (или двухэлектронную) внешнюю оболочку, соответствующую строению атома ближайшего инертного газа. Различают следующие виды химической связи: ковалентная (полярная и неполярная; обменная и донорно-акцепторная), ионная, водородная и металлическая.

Химическая связь определяется расположением электронов в атомах по отношению к другим электронам и ядру, а также электростатическим притяжением между положительными и отрицательными зарядами

Природа химической связи

По современным представлениям химическая связь между атомами имеет электростатическую природу. Под химической связью понимают электрические силы притяжения, удерживающие частицы друг около друга.

Частицы, которые принимают участие в образовании химических связей, могут быть атомами, молекулами или ионами.

Каждая химическая связь в структурных формулах представляется валентной чертой, например: H−H (связь между двумя атомами водорода) H₃N−H⁺ (связь между атомом азота молекулы аммиака и катионом водорода) (K⁺)−(I⁻) (связь между катионом калия и иодид-ионом)

важнейшие характеристикики химических связей (длина, прочность, полярность, дипольный момент)

Длина связи – расстояние между центрами ядер связанных атомов (измеряется в нанометрах или в пикометрах: 1нм = 10–9 м, 1пм = 10–12 м).

Полярность связи — смещение общих пар электронов к более электроотрицательному атому.

25. ковалентная связь. классификация Ковалентная связь – устанавливается в результате образования устойчивых соединений, путем обобществления электронов группой атомов. Обобществление электронов зависит от валентности элемента и определяется по следующей зависимости: C = 9 – M, где C – число атомов обобществляющих электрон, 9 – устойчивая электронная конфигурация, M – валентность элемента.

Ковалентная связь возникает между атомами соседей, которые обобществляют один из электронов соседа.

Ковалентная связь характерна для кристаллических тел. Пример: алмаз - кристаллическая модификация углерода с ковалентной связью. Образование алмаза возникает при обобществлении по одному электрону четырех атомов.

Ковалентная связь – жесткая, направленная => прочная. Она характерна для пластмасс.

Виды ковалентной связи

Существуют три вида ковалентной химической связи, отличающихся механизмом ее образования:

1. Простая ковалентная связь. Для ее образования каждый из атомов предоставляет по одному неспаренному электрону. При образовании простой ковалентной связи формальные заряды атомов остаются неизменными. Если атомы, образующие простую ковалентную связь одинаковы, то истинные заряды атомов в молекуле также одинаковы, поскольку атомы, образующиеся связь в равной степени владеют обобществленной электронной парой, такая связь называется неполярной ковалентной связью. Если атомы различны, тогда степень владения обобществленной парой электронов определяется различием в электроотрицательностях атомов, атом с большей электроотрицательностью в большей степени обладает парой электронов связи, и поэтому его истинный заряд имеет отрицательный знак, атом с меньшей электроотрицательностью приобретает соответственно такой же по величине заряд, но с положительным знаком.

2. Донорно-акцепторная связь. Для образования этого вида ковалентной связи оба электрона предоставляет один из атомов (донор), второй из атомов, участвующий в образовании связи называется акцептором. В образовавшейся молекуле формальный заряд атома донора увеличивается на единицу, а формальный заряд атома акцептора уменьшается на единицу.

3. Семиполярная связь. Этот вид ковалентной связи образуется между атомом, обладающим неподеленной парой электронов (азот, фосфор, сера, галогены и т. п.) и атомом с двумя неспаренными электронами (кислород, сера). Образование семиполярной связи протекает в два этапа:

1. Окисление (перенос одного электрона) атома с НЭП атомом с двумя неспаренными электронами. В результате атом с НЭП превращается в катион-радикал (положительно заряженная частица с неспаренным электроном), а атом с двумя неспаренными электронами - в анион-радикал (отрицательно заряженная частица с неспаренным электроном).

2. Обобществление неспаренных электронов (как в случае простой ковалентной связи).

При образовании семиполярной связи атом с НЭП увеличивает свой формальный заряд на единицу, а атом с двумя неспаренными электронами понижает свой формальный заряд на единицу. Flash-клипы механизмов образования химических связей можно посмотреть здесь

Сигма (σ)-, пи (π )-связи — приближенное описание видов ковалентных связей в молекулах органических соединений, σ-связь характеризуется тем, что плотность электронного облака максимальна вдоль оси, соединяющей ядра атомов. При образовании π-связи осуществляется так называемое боковое перекрывание электронных облаков, и плотность электронного облака максимальна «над» и «под» плоскостью σ-связи. Для примера возьмем этилен, ацетилен и бензол. В молекуле этилена С₂Н₄ имеется двойная связь СН₂=СН₂, его электронная формула: Н:С::С:Н. Ядра всех атомов этилена расположены в одной плоскости. Три электронных облака каждого атома углерода образуют три ковалентные связи с другими атомами в одной плоскости (с углами между ними примерно 120°). Облако четвертого валентного электрона атома углерода располагается над и под плоскостью молекулы. Такие электронные облака обоих атомов углерода, частично перекрываясь выше и ниже плоскости молекулы, образуют вторую связь между атомами углерода. Первую, более прочную ковалентную связь между атомами углерода называют σ-связью; вторую, менее прочную ковалентную связь называют π-связью. В линейной молекуле ацетилена

Н—С≡С—Н (Н : С ::: С : Н)

имеются σ-связи между атомами углерода и водорода, одна σ-связь между двумя атомами углерода и две π-связи между этими же атомами углерода. Две π-связи расположены над сферой действия σ-связи в двух взаимно перпендикулярных плоскостях. Все шесть атомов углерода циклической молекулы бензола С₆H₆ лежат в одной плоскости. Между атомами углерода в плоскости кольца действуют σ-связи; такие же связи имеются у каждого атома углерода с атомами водорода. На осуществление этих связей атомы углерода затрачивают по три электрона. Облака четвертых валентных электронов атомов углерода, имеющих форму восьмерок, расположены перпендикулярно к плоскости молекулы бензола. Каждое такое облако перекрывается одинаково с электронными облаками соседних атомов углерода. В молекуле бензола образуются не три отдельные π-связи, а единая π-электронная система из шести электронов, общая для всех атомов углерода. Связи между атомами углерода в молекуле бензола совершенно одинаковые.

[править] Примеры веществ с ковалентной связью

Простой ковалентной связью соединены атомы в молекулах простых газов (Н₂, Сl₂ и др.) и соединений (Н₂О, NH₃, CH₄, СО₂, НСl и др.). Соединения с донорно-акцепторной связью - катион аммония ⁽⁺⁾NH₄, тетрафторборат анион ^(-)BF₄ и др. Соединения с семиполярной связью - закись азота N₂O, ^(-)O-⁽⁺⁾PCl₃.

Кристаллы с ковалентной связью диэлектрики или полупроводники. Типичными примерами атомных кристаллов (атомы в которых соединены между собой ковалентными (атомными) связями)могут служить алмаз, германий и кремний.

26. ионная связь. Гибридизация атомных орбиталей. Ионная связь

• Химическая связь, основанная на электростатическом притяжении ионов, называется ионной связью.

Такая связь возникает при большой разнице в электроотрицательностях связываемых атомов ( > 2 ), когда менее электроотрицательный атом почти полностью отдает свои валентные электроны и превращается в катион, а другой, более электроотрицательный атом, эти электроны присоединяет и становится анионом.

Например, в хлориде натрия NaCl разность электроотрицательностей атомов равна:

 = 3.0_(Cl) - 0.9_(Na) = 2.1.

Атом Na (1 электрон на внешнем уровне) и атом Cl (7 внешних электронов) превращаются в ионы Na⁺ и Cl^- с завершенными внешними электронными оболочками (по 8 электронов), между которыми возникает электростатическое притяжение, т.е. ионная связь.

Иoннaя связь не имеет пространственной направленности, так как каждый ион связан с некоторым числом противоионов, сила действия которых зависит от расстояния (закон Кулона). Поэтому ионно-связанные соединения не имеют молекулярного строения и представляют собой твердые вещества, образующие ионные кристаллические решетки, с высокими температурами плавления и кипения, они высокополярны, часто солеобразны, в водных растворах электропроводны. Соединений с чисто ионными связями практически не существует.

В органических соединениях ионные связи встречаются довольно редко, т.к. атом углерода не склонен ни терять, ни приобретать электроны с образованием ионов.

ГибридизацияАО - это взаимодействие (смешение) разных по типу, но близких поэнергии атомных орбиталей данного атома с образованием гибридных орбиталейодинаковой формы и энергии.

Например, смешение 2s-АОс 2p-АО дает две гибридные 2sp-АО:

АО с большой разницей в энергии (например, 1s и 2р) в гибридизацию не вступают. В зависимости от числа участвующих в гибpидизации p-АО возможны следующие виды гибридизации:

• для атомов углерода и азота- sp³, sp²и sp;

• для атома кислорода - sp³, sp²;

• для галогенов - sp³

27. Металлическая связь— связь между положительными иона­ми в кристаллах металлов, осуществляемая за счет притяжения электронов, свободно перемещающихся по кристаллу. В соот­ветствии с положением в периодической системе атомы металлов имеют небольшое число валентных электронов. Эти электроны достаточно слабо связаны со своими ядрами и могут легко отры­ваться от них. В результате в кристаллической решетке металла появляются положительно заряженные ионы и свободные элек­троны. Поэтому в кристаллической решетке металлов существует большая свобода перемещения электронов: одни из атомов будут терять свои электроны, а образующиеся ионы могут принимать эти электроны из «электронного газа». Как следствие, металл представляет собой ряд положительных ионов, локализованных в определенных положениях кристаллической решетки, и большое количество электронов, сравнительно свободно перемещающихся в поле положительных центров. В этом состоит важное отличие металлических связей от ковалентных, которые имеют строгую направленность в пространстве.

Металлическая связь отличается от ковалентной также и по прочности: ее энергия в 3-4 раза меньше энергии ковалентной связи.

Энергия связи — энергия, необходимая для разрыва хими­ческой связи во всех молекулах, составляющих один моль ве­щества. Энергии ковалентных и ионных связей обычно велики и составляют величины порядка 100-800 кДж/моль.

28. ВОДОРОДНАЯ СВЯЗЬ (Н-связь) – особый тип взаимодействия между реакционно-способными группами, при этом одна из групп содержит атом водорода, склонный к такому взаимодействию. Водородная связь – глобальное явление, охватывающее всю химию. В отличие от обычных химических связей, Н-связь появляется не в результате целенаправленного синтеза, а возникает в подходящих условиях сама и проявляется в виде межмолекулярных или внутримолекулярных взаимодействий.

Особенности водородной связи. Отличительная черта водородной связи – сравнительно низкая прочность, ее энергия в 5–10 раз ниже, чем энергия химической связи. По энергии она занимает промежуточное положение между химическими связями и Ван-дер-ваальсовыми взаимодействиями, теми, что удерживают молекулы в твердой или жидкой фазе.

Межмолекулярное взаимодействие, взаимодействие между электрически нейтральными молекулами или атомами; определяет существование жидкостей и молекулярных кристаллов, отличие реальных газов от идеальных и проявляется в разнообразных физических явлениях. М. в. зависит от расстояния r между молекулами и, как правило, описывается потенциальной энергией взаимодействия U(r) (потенциалом М. в.), так как именно средняя потенциальная энергия взаимодействия определяет состояние и многие свойства вещества

29. Метод молекулярных орбиталей исходит из того, что каждую молекулярную орбиталь представляют в виде алгебраической суммы (линейной комбинации) атомных орбиталей. Например, в молекуле водорода в образовании МО могут участвовать только 1s атомные орбитали двух атомов водорода, которые дают две МО, представляющие собой сумму и разность атомных орбиталей 1s₁ и 1s₂ – МО_± = C₁1s₁ ±C₂1s₂.

Поскольку ядра во взаимодействующих атомах водорода одинаковы, то и вклад атомных орбиталей будет одинаковым, что обеспечивается равенством коэффициентов, с которыми s-орбитали участвуют в линейной комбинации (C₁ = C₂ = C). Поскольку должно выполняться требование, что сумма квадратов коэффициентов при АО равна 1, то имеем 2C² = 1, откуда Опуская этот нормировочный множитель, запишем две молекулярные орбитали как сумму и разность АО атомов водорода:

Электронная плотность этих двух состояний пропорциональна |MO_±|². Поскольку в молекуле водорода взаимодействие возможно только по оси молекулы, то каждая из MO_± может быть переобозначена как σ^св = 1s₁ + 1s₂ и σ* = 1s₁ – 1s₂

30. состав комплексных соединений (комплексообразователи, лиганды, координационное число, внешняя и внутренняя сферы)

Комплексные соединения – соединения, существующие как в кристаллическом состоянии, так и в растворе, особенностью которых является наличие центрального атома (акцептора электронов), окруженного лигандами (донорами электронов). В растворе лиганды способны ступенчато и обратимо отщепляться от центрального атома по гетеролитическому типу^[2].

Соединения, в которые входят комплексные соединения, способные существоавть как в кристалле, так и в растворе, называются комплексными соединениями.

молекуле комплексного соединения различают следующие структурные элементы: ион-комплексообразователь, координированные вокруг него присоединенные частицы - лиганды или адденды, составляющие вместе с комплексообразователем внутреннюю координационную сферу, и остальные частицы, входящие во внешнюю координационную сферу. При растворении комплексных соединений лиганды остаются в прочной связи с ионом-комплексообразователем, образуя почти не диссоциирующий комплексный ион, Число лигандов называется координационным числом. В качестве лигандов (аддендов) выступает целый ряд отрицательно заряженных ионов, например: и др. Лигандами могу служить и электронейтральные полярные молекулы, такие как NH₃, Н₂О, РН₃, СО и т. п.

31. Названия анионных лигандов получают концевую гласную -о, которой сопровождается название соответствующего аниона (или корня названия аниона):

CH3COO- - ацетато

NO- - нитрозо

CN- - циано

NO2- - нитро

CO32- - карбонато

O22- - пероксо

C2O42- - оксалато

OH- - гидроксо

Cl- - хлоро

SO32- - сульфито

H- - гидридо

SO3S2- - тиосульфато

Иногда анионные лиганды имеют специальные названия, например O2- - оксо, S2- - тио, HS- - меркапто. Анионы углеводородов в качестве лигандов называют так: CH3- - метил, C5H5- - циклопентадиенил.

Для нейтральных лигандов используют номенклатурные названия веществ без изменений (N2 - диазот, N2H4 - гидразин, C2H4 - этилен и т.д.), кроме веществ, которые, выступая в роли лигандов, получают следующие специальные названия:

H2O - аква

NH3 - аммин

NO - нитрозил

CO - карбонил

SO2 - диоксосера

PF3 - трифторофосфор

Громоздкие по написанию формулы органических лигандов заменяют полностью или частично буквенными обозначениями, например:

NH2CH2CH2NH2 (этилендиамин) – en

P(C2H5)3 (триэтилфосфин) – PEt3

(NH2)2CO (карбамид) – ur

C5H5N (пиридин) – py

Для катионных лигандов применяют следующие названия:

N2H5+ - гидразиний

NO2+ - нитроилий

NO+ - нитрозилий

H+ - гидро

2.2. Порядок перечисления лигандов

Правила изображения формул комплексных соединений следующие. При составлении формулы одноядерного комплекса (ионного или нейтрального) слева ставят символ центрального атома (комплексообразователя), а затем перечисляют лиганды в порядке уменьшения их зарядов от положительных значений к отрицательным: [M(L1)+(L2)0(L3)- ]. При равенстве зарядов лигандов пользуются практическим рядом элементов. Например, H2O записывают левее NH3, C5H5N – левее CO. Более простые лиганды в формулах указывают левее более сложных; так, N2 пишут левее NH3, NH3 – левее N2H4, N2H4 – левее NH2OH. В формулах многоядерных комплексов указывают число центральных атомов, например [MxLy].

Названия веществ строят из названий лигандов с предшествующей числовой приставкой (греческое числительное), указывающей число лигандов каждого типа в формуле, и названия комплексообразователя в определенной форме. Если название лиганда уже содержит числовую приставку, а также в тех случаях, когда такая приставка создает неясность в строении лиганда, используют умножающие приставки, такие как бис-, трис-, тетракис-, пентакис- и др.

Например: (SO42-)2 - бис(сульфато-), (NH2CH2CH2NH2)4 - тетракис(этилендиамин).

Перечисление лигандов ведут от отрицательного заряда лиганда к нейтральному и затем положительному, т.е. справа налево по формуле соединения:

[M(L1)+(L2)0(L3)-]

2.3. Нейтральные комплексы

Названия комплексов без внешней сферы состоят из одного слова. Вначале указывается число и названия лигандов (для лигандов каждого вида отдельно), затем название центрального атома в именительном падеже (в случае многоядерных комплексов – с указанием числа центральных атомов).

Названия соединений с комплексными катионами строятся так же, как и названия простых соединений, состоящих из катиона и аниона (т.е. "анион катиона", например NaCl - хлорид натрия, BaCrO4 - хромат бария, H2O2 - пероксид водорода и т.п. ). Однако в рассматриваемом случае катион не простой, а комплексный.

Названия комплексных катионов состоят из числа и названия лигандов и названия комплексообразователя (для многоядерных комплексов – с указанием их числа). Обозначение степени окисления комплексообразователя дают римскими цифрами в скобках после названия

Названия соединений с комплексными анионами строятся так же, как названия простых соединений, состоящих из катиона и аниона (т.е. "анион катиона", например NaCl - хлорид натрия, BaCrO4 - хромат бария, H2O2 - пероксид водорода и т.п. ). Однако в рассматриваемом случае анион не простой, а комплексный.

Название комплексного аниона строится из числа и названия лигандов, корня названия элемента-комплексообразователя, суффикса -ат и указания степени окисления комплексообразователя:

32. Химическая связь в комплексных соединениях и их строение

В кристаллических комплексных соединениях с заряженными комплексами связь между комплексом и внешнесферными ионами ионная, связи между остальными частицами внешней сферы – межмолекулярные (в том числе и водородные). В молекулярных комплексных соединениях связь между комплексами межмолекулярная.

В большинстве комплексных частиц между центральным атомом и лигандами связи ковалентные. Все они или их часть образованы по донорно-акцепторному механизму (как следствие – с изменением формальных зарядов). В наименее прочных комплексах (например, в аквакомплексах щелочных и щелочноземельных элементов, а также аммония) лиганды удерживаются электростатическим притяжением. Связь в комплексных частицах часто называют донорно-акцепторной или координационной связью.

Химическая связь в комплексных соединениях.

Во внутренней сфере комплексного соединения связь между комплексообразователем и лигандами ковалентная, образованная по донорно-акцепторному механизму. Ион или атом-комплексообразователь является акцептором, а лиганды являются донорами электронных пар.

В атомах или ионах d- и f-элементов имеется достаточное количество вакантных атомных орбиталей на валентном уровне, поэтому в роли комплексообразователей выступают чаще всего именно эти частицы. Тем не менее, в роли комплексообразователей могут выступать и ионы p-элементов, а иногда и s-элементов IIA группы.

Комплексообразователь – это атом или ион, который является акцептором электронных пар, предоставляет вакантные атомные орбитали, и занимает центральное положение в комплексном соединении. Лиганды – молекулы и ионы, являющиеся донорами электронных пар и непосредственно связаны с комплексообразователем. В роли лигандов выступают ионы или молекулы, в которых содержатся неподеленные электронные пары или достаточно подвижные p-электронные пары.

Анионы - лиганды: F–, Cl–, Br–, I–, OH–, NO2–, CN–, CNS– и т.д.

Молекулы – лиганды: H2O, ROH, CO, NH3, RNH2, CH2=CH2 и т.д.

33. кислоты, основания, соли с точки зрения электрической диссоциации.

Процесс распада электролитов на ионы при растворении в воде или расплавлении называется электролитической диссоциацией (от лат. dissociatio – разделение)

Kислоты, основания, амфотерные гидроксиды и соли являются электролитами; вода и большинство оксидов – неэлектролиты.

В водных растворах одни электролиты полностью распадаются на ионы, другие – частично (часть молекул электролита остается в растворе в недиссоциированном виде) (Чем больше молекул электролита распадается на ионы, тем сильнее электролит. Диссоциация сильных электролитов – необратимый процесс, слабых – обратимый (обратный процесс называется ассоциация).

Основания – электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид анионов – гидроксид-анионы ОН–.

Схема диссоциации оснований:

МOH М+ + OH– (М – металл).

Kислоты – электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид катионов – катионы водорода Н+.

Схема диссоциации кислот:

HX H+ + X– (X– – кислотный остаток).

Kатион водорода Н+ в водных растворах всегда связан с молекулой воды Н2О в ион гидроксония Н3О+, однако при записи уравнений диссоциации этим обычно пренебрегают.

34. -Способы плучения компл соед. Значение копл соед.

Ответ: Значение комплексных соединений для различных областей техникиочень велико. Способность веществ образовывать комплексные соединенияиспользуется для разработки эффективных методов получения химически чистых металлов из руд, редких металлов, сверхчистых полупроводниковых материалов, катализаторов, красителей, лекарственных препаратов, очистки природных и сточных вод, растворения накипи в парогенераторах и т. п.

35. ВАЖНЕЙШИЕ ОКИСЛИТЕЛИ И ВОССТАНОВИТЕЛИ. КЛАССИФИКАЦИЯ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ

Пределы окисления и восстановления элемента выражаются максимальным и минимальным значениями степеней окисления *. В этих крайних состояниях, определяемых положением в таблице Менделеева, элемент имеет возможность проявить только одну функцию – окислителя или восстановителя. Соответственно и вещества, содержащие элементы в этих степенях окисления, являются только окислителями (HNO3, H2SO4, HClO4, KMnO4, K2Cr2O7 и др.) или только восстановителями (NH3, H2S, галогеноводороды, Na2S2O3 и др.). Вещества, содержащие элементы в промежуточных степенях окисления, могут быть как окислителями, так и восстановителями (HClO, H2O2, H2SO3 и др.).

Окислительно-восстановительные реакции разделяются на три основных типа: межмолекулярные, внутримолекулярные и реакции диспропорционирования.

К первому типу относятся процессы, в которых атомы элемента-окислителя и элемента-восстановителя входят в состав разных молекул (примеры см. в разделе 6.1).

Внутримолекулярными называются реакции, в которых окислитель и восстановитель в виде атомов разных элементов находятся в составе одной и той же молекулы. Например, термическое разложение хлората калия по уравнению:

2 KClO3 ® 2 KCl + 3 O2

Реакциями диспропорционирования называют процессы, в которых окислителем и восстановителем является один и тот же элемент в одной и той же степени окисления, которая в реакции одновременно как снижается, так и повышается, например:

3 HClO ® HClO3 + 2 HCl

Возможны также реакции обратного диспропорционирования. К ним относятся внутримолекулярные процессы, в которых окислителем и восстановителем является один и тот же элемент, но в виде атомов, находящихся в разной степени окисления и выравнивающих ее в результате реакции, например:

NH4NO2 ® N2 + 2 H2O.

Важнейшие окислители. Галогены, восстанавливаясь, приобретают степень окисления –1, причем от фтора к йоду их окислительные свойства ослабевают (F₂ имеет ограниченное применение вследствие высокой агрессивности):

2H₂O + 2F₂ = O₂+ 4HF

Кислород O₂, восстанавливаясь, приобретает степень окисления –2:

4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O = 4 Fe(OH)₃

Азотная кислота HNO₃ проявляет окислительные свойства за счет азота в степени окисления +5:

3Сu + 8HNO_{3 (разб)} = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

При этом возможно образование различных продуктов восстановления:

NO₃^– + 2H⁺ + e = NO₂ + H₂O

NO₃^– + 4H⁺ + 3e = NO + 2H₂O

NO₃^– + 5H⁺ + 4e = 0,5N₂O + 2,5H₂O

NO₃^– + 6H⁺ + 5e = 0,5N₂ + 3H₂O

NO₃^– + 10H⁺ +8e = NH₄⁺ + 3H₂O

Глубина восстановления азота зависит от концентрации кислоты, а также от активности восстановителя:

Концентрация кислоты



NO₂ NO N₂O N₂ NH₄^



Активность восстановителя

Соли азотной кислоты (нитраты) могут восстанавливаться в кислотной, а при взаимодействии с активными металлами и в щелочной средах, а также в расплавах:

Zn + KNO₃ + 2KOHK₂ZnO₂ + KNO₂ + H₂O

Царская водка – смесь концентрированных азотной и соляной кислот, смешанных в соотношении 1:3 по объему. Название этой смеси связано с тем, что она растворяет даже такие благородные металлы как золото и платина:

Au + HNO_3(конц) + 4HCl_(конц) = H[AuCl₄] + NO+ 2H₂O

Серная кислота H₂SO₄ проявляет окислительные свойства в концентрированном растворе за счет серы в степени окисления +6:

C_{(графит)} + 2H₂SO_{4 (конц)} СO₂ + 2SO₂ + 2H₂O.

Состав продуктов восстановления определяется главным образом активностью восстановителя и концентрацией кислоты:

SO₄^2– + 4H⁺ + 2e = SO₂ + 2H₂O

SO₄^2– + 8H⁺ + 4e = S+ 4H₂O

SO₄^2– +10H⁺ + 8e = H₂S + 4H₂O

Концентрация кислоты



H₂S S SO₂



Активность восстановителя

Кислородсодержащие кислоты галогенов и их соли часто используются как окислители, хотя многие из них проявляют двойственный характер. Как правило, продуктами восстановления этих соединений являются хлориды и бромиды, а также йод:

MnS + 4HСlO = MnSO₄ + 4HCl;

5Na₂SO₃ + 2HIO₃ = 5Na₂SO₄ + I₂ + H₂O

Перманганат калия KMnO₄ проявляет окислительные свойства за счет марганца в степени окисления +7. В зависимости от среды, в которой протекает реакция, он восстанавливается до разных продуктов: в кислотной среде – до солей марганца (II), в нейтральной – до оксида марганца (IV) в гидратной форме MnO(OH)₂, в щелочной – до манганат-иона MnO₄^2–:

кислотная среда: 5Na₂SO₃ +2KMnO₄+ 3H₂SO_4(разб)= 5 Na₂SO₄ + 2MnSO₄ +3H₂O+K₂SO₄

нейтральная среда: 3Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + 3H₂O = 3Na₂SO₄ + 2MnO(OH)₂+ 2KOH

щелочная среда: Na₂SO₃ + 2KMnO₄+ 2KOH = Na₂SO₄ + 2K₂MnO₄ + H₂O

Дихромат калия K₂Cr₂O₇, в состав молекулы которого входит хром в степени окисления +6, является сильным окислителем при спекании и в кислотном растворе:

6KI + K₂Cr₂O₇ + 7H₂SO_{4 (разб)} = 3I₂ + Cr₂(SO₄)₃ + 7H₂O + 4K₂SO₄

проявляет окислительные свойства и в нейтральной среде:

3H₂S + K₂Cr₂O₇ + H₂O = 3S + 2Cr(OH)₃ + 2KOH.

Среди ионов окислительные свойства проявляют ион водорода Н⁺ и ионы металлов в высшей степени окисления. Ион водорода Н⁺ выступает как окислитель при взаимодействии активных металлов с разбавленными растворами кислот (за исключением HNO₃): Mg + H₂SO_{4 (разб)} = MgSO₄ + H₂

Ионы металлов в относительно высокой степени окисления, такие, как Fe³⁺, Cu²⁺, Hg²⁺, восстанавливаясь, превращаются в ионы более низкой степени окисления:

H₂S + 2FeCl₃ = S + 2FeCl₂ + 2HCl

или выделяются из растворов их солей в виде металлов:

2Al + 3CuCl₂ = 2AlCl₃ + 3Cu.

Важнейшие восстановители. К типичным восстановителям среди простых веществ относятся активные металлы, такие как щелочные и щелочно-земельные металлы, цинк, алюминий, железо и др., а также некоторые неметаллы (водород, углерод, фосфор, кремний): Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂

C + 4HNO_{3(конц, гор)} = CO₂ + 4NO₂ + 2H₂O

Восстановительными функциями обладают бескислородные анионы, такие как Cl^, Br^, I^, S^2, H^, и катионы металлов в низшей степени окисления:

2HBr_(конц) + Н₂O_2(конц) = Br₂ + 2H₂O;

2CaH₂ + TiO₂ 2CaO + Ti +2H₂.

2FeSO₄ + H₂O_2(конц)+ H₂SO_4(разб) Fe₂(SO₄)₃ + 2H₂O.

36. классификация окислительно-востановительной реакции.

Классификация. Различают четыре типа окислительно-восстановительных реакций.

1. Если окислитель и восстановитель – разные вещества, то такие реакции относят к межмолекулярным. Примерами таких процессов служат все рассмотренные ранее реакции.

2. При термическом разложении сложных соединений, в состав которых входят окислитель и восстановитель в виде атомов разных элементов, происходят окислительно-восстановительные реакции, называемые внутримолекулярными:

(H₄)₂₂O₇₂ + ₂O₃ + 4H₂O

3. Реакции диспропорционирования могут происходить, если соединения, содержащие элементы в промежуточных степенях окисления, попадают в условия, где они оказываются неустойчивыми (например, при повышенной температуре). Степень окисления этого элемента и повышается и понижается:

2Н_{22 2} + 2Н₂

4. Реакции контрпропорционирования – это процессы взаимодействия окислителя и восстановителя, в состав которых входит один и тот же элемент в разных степенях окисления. В результате продуктом окисления и продуктом восстановления является вещество с промежуточной степенью окисления атомов данного элемента:

Na₂O₃ + 2Na₂ + 6HCl = 3 + 6NaCl + 3H₂O

Существуют также реакции смешанного типа. Например, к внутримолекулярной реакции контрпропорционирования относится реакция разложения нитрата аммония:

H₄O_{3 2}O + 2H₂O

37. Иногда взаимодействие одного и того же окислителя с одним и тем же восстановителем в зависимости от среды может происходить по-разному. Одним из примеров является восстановление перманганатов. Наиболее глубокое восстановление перманганат–ионов происходит в кислой среде, наименее глубокое – в щелочной. При этом, в зависимости от среды, образуются разные продукты реакции. Рассмотрим это на примере восстановления перманганата калия нитритом калия:

а) Кислая среда, рН<7

2KMnO4 + 5KNO2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + 5KNO3 + 3H2O

окислитель восстановитель среда бесцветный

красно-фиол.

б) Нейтральная среда, рН =7

2KMnO4 + 3KNO2 + H2O = 2MnO2 + 3KNO3 +2KOH

в) Щелочная среда, рН>7

2KMnO4 + KNO2 + 2KOH ® 2K2MnO4 + KNO3 + H2O

38. -Правило определения степени окисления .

Ответ: Степень окисления можно определить для каждого атома в любом соединении.

1. в простых веществах электроны поровну поделены одноименным атомом, т.е. нет смещения связующих электронов, поэтому степень окисления простых атомов =0 .

2. степень окисления одноименного (простого иона) совпадает с зарядом иона.

3. Во всех соединениях щелочные металлы имеют степень окисления «+1» , а щелочно-земельные «+2».

4. Водород в соединениях с неметаллами имеет степень окисления «+1», а в солеобразованных гидридах (СаН), степень окисления «-1».

5. Фтор наиболее электороотрицательный элемент в соединениях с другими вещ-вами. он имеет степень окисления «-1».

6. Кислород в своих соединениях проявляет степень окисления «-2». Исключение- соединение его с фтором,тогда он проявляет степ окисления «+2».

7. Сумма степеней окисления всех атомов, входящих в ион, определяют полный заряд частицы. Это позволяет установить неизвестную степень различных атомов в молекуле.

8. В нейтральной молекуле алгебраическая сумма всех степеней окисления = 0

9. Высшая положительная степень окисления атома электронов определяется № группы (исключение составляют металлы 8-ой группы). В периодической системе слева направо положительная степень окисления увеличивается.

10. При написании уравнений хим.реакций всегда соблюдают правило сохранения алгебраич.суммы степеней окисления всех атомов. Если у 1-го компонента реакции степень окисления увеличивается (процесс окисления),то у другого (в ходе реакции восстановления) она должна уменьшится. Это означает, что процессы окисления и восстановления компенсируют друг друга и взаимосвязаны.

Обычно степень окисления указывают в химич формуле над символом элемента соответствующей цифрой,ставя впереди знак + или -.

Реакция обмена происходит без изменения степеней октсления. Реакция присоединения, разложения, замещения протекаютс изменение степени окисления веществ.

Реакции,сопровождающиеся переходом электронов от одних атомов к другим с изменением степени окисления – окислительно-восстановительные реакции.

39. скорость химической реакции. Гетеро и гомогенные реакции.

скорость химической реакции можно определить на основании тех изменений,которые происходят определенный отрезок времени. Скорость хим реакции обычно определяют по изменению концентрации исходных веществ или прод реакции в единицу времени.

При постоянном давлении и температуре рассмотрим реакцию А+В→АВ,обозначим концентрацию вещества А в момент времени t_о С _о; по мере протекания хим реакции в некоторый момент времени t (t>to) концентрация вещ-ва А уменьшится засчет образования продукта АВ и станет = С1, С1<Со. За промежуток времени t-to изменене концентрации вещ-ва А = С1-Со, отсюда скорость реакции выражается формулой: V=C-Co/t-to. Зн. Скорость хим реакции определяется уменьшением концентрации одного из реагирующих веществ в единицу времени. Перед дробью ставят «-»,когда определяют убыль концентрации исходных веществ. «+»,когда за тот же промежуток времени определяют концентрацию продукта реакции.

Скорость зависит от многих фокторов. На нее влияет природа и концентрация исходных веществ, давление, катализатор, степень измельченности, температура. Основными параметрами, которы учитываются во всех процессах - температура, давление, действие катализатора.

В зависимости от типа реакции (гомогенная или гетерогенная) меняется характер реакционного пространства. Гомогенная реация- реакция,протекающая в однородной среде (в одной фазе). Гетерогенные протекают на границе раздела фаз ,например твердой и жидкой. Реакционным пространством гомогенных реакций является объем,заполняемый реагентами. Скорость гомогенных реакций равно изменению концентрации исходных веществ или продуктов реакции во времени

40. Влияние концентрации на скорость реакции.

Взаимодействие между молекулами возможно при условии их сталкивания, следовательно, чем чаще эти столкновения, тем выше скорость хим реакции. Вероятность сталкновения реагирующих веществ (частиц) возрастает с увеличением их концентрации.

Влияние концентрации на скорость хим реакции выражается законом действующих масс: при постоянной температуре скорость химической реакции прямопропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ. Тк скорость хим реакции А+В=С прямопропорц произведению концентраций веществ [А] [В], то закон действующих масс можно записать: V=K[A][B] , где К – постоянная скорости (коэф пропорциональности), позволяющая учитывать различия между ед изм скорости и концентрации.

Коэф К – указывает число столкновений, которые приводят к осуществлению реакции.

Если в химическую реакцию вступает n молекул вещества А и m молекул вещества В, тогда nА+ mВ=fC.

Коэф-ы n и m являются показателями степени для концентрации в соответствующих молекулах. Тогда закон действ. масс можно записать: V= K[A]ⁿ[B]^m

Кинетическое уравнение – уравнение, показывающее зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. Постоянная скорости зависит от температуры и присутствия катализаторов, НО не от концентрации веществ.

Закон действующих фаз применим только в газообразных и растворённых веществах.

Если наряду с газообразными и растворёнными веществами в реакции участвуют твёрдые вещества, концентрация которых постоянна, то скорость хим реакции изменяется в зависимости от концентрации газов и растворённых веществ.

41. Влияние температуры на скорость хим реакции. Правило Вант-Гоффа. Энергия активизации.

Зависимость скорости химической реакции от температуры выражается в приблизительной формуле правилом Вант-Гоффа, согласно которому прои повышении температуры на каждые 10 градусов скорость химической реакции возрастает приблизительно в 2-4 раза. Число, показывающее во сколько раз возрастает скорость химической реакции при повышении температуры на каждые 10 градусов – температурный коэффициент реакции.

Чтобы между реагирующими веществами (исход.) началась реакция, следует сначала разорвать или ослабить связь между атомами в исходных веществах, т.е активизировать. Для этого процесса необходима энергия, которая называется энергией активации.

Можно сказать, что энергия активации – это своеобразный энергетический барьер, который отделяет исходные вещества от продуктов реакции. Затраченная на активацию молекул энергия выделяется полностью или частично при образовании продуктов реакции. Если при этом процессе выделяется больше энергии, чем необходимо для активизации молекул, то реакция будет экзотермической. Если меньше – эндотермической. Выражается в КДж/моль = Ккал

42. КАТАЛИЗ

Пример: реакция разложения соли для получения кислорода:

2KClO₃ =^MnO2= 2KCl + 3O₂

Даже при сильном нагревании процесс проходит очень медленно, но если до нагревания в реакцию добавить немного MnO_3, скорость реакции значительно вырастет. После окончания реакции фактически весь оксид марганца останется в неизменном виде.

Таким образом, катализаторы - вещества, которые изменяют скорость химической реакции , оставаясь к концу реакции в неизменном виде (и качественно, и количественно)

Катализ – процесс, осуществляемы в присутствии катализаторов.

Каталитическая реакция – реакция, в которой скорость изменилась в результате введения в реагирующую среду катализатора.

Биохимические реакции у растений и животных , ускоряющие процессы развития, осуществляются в присутствии биологических катализаторов – ферментов.

В зависимости от того, находится ли катализатор в том же агрегатном состоянии (фазе), что и реагирующие вещества, или нет, различают гомогенный и гетерогенный катализ. Гомо – в одной фазе, Гетеро – в разных. Механизм гетерогенного катализа значительно сложнее.

43. Химическое равновесие. Его смещение. Принцип Ле Шателье.

Хими́ческое равнове́сие — состояние химической системы, при котором возможны реакции, идущие с равными скоростями в противоположных направлениях. При химическом равновесии концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем.

А + В ⇄ С + D

Все химические реакции, в принципе, обратимы. Это означает, что в реакционной смеси протекает как взаимодействие реагентов, так и взаимодействие продуктов. В этом смысле различие между реагентами и продуктами условное. Направление протекания химической реакции определяется условиями ее проведения (температурой, давлением,концентрацией веществ). Многие реакции имеют одно преимущественное направление и для проведения таких реакций в противоположном направлении требуются экстремальные условия. В подобных реакциях происходит почти полное превращение реагентов в продукты.В состоянии равновесия скорости прямой и обратной реакции становятся равными.

Принцип Ле Шателье — если на систему, находящуюся в равновесии, воздействовать извне, изменяя какое-нибудь из условий (температура, давление, концентрация), то равновесие смещается таким образом, чтобы уменьшить изменение.

Анри Ле Шателье (Франция) сформулировал этот термодинамический принцип подвижного равновесия, позже обобщённый Карлом Брауном ^[1].

Влияние температуры

В каждой обратимой реакции одно из направлений отвечает экзотермическому процессу, а другое - эндотермическому.

N₂ + 3H₂ ⇄ 2NH₃ + Q

Прямая реакция - экзотермическая, а обратная реакция - эндотермическая.

Влияние изменения температуры на положение химического равновесия подчиняется следующим правилам: При повышении температуры химическое равновесие смещается в направлении эндотермической реакции, при понижении температуры - в направлении экзотермической реакции.

Влияние давления

Во всех реакциях с участием газообразных веществ, сопровождающихся изменением объема за счет изменения количества вещества при переходе от исходных веществ к продуктам, на положение равновесия влияет давление в системе.

Влияние давления на положение равновесия подчиняется следующим правилам: При повышении давления равновесие сдвигается в направлении образования веществ (исходных или продуктов) с меньшим объемом; при понижении давления равновесие сдвигается в направлении образования веществ с большим объемом:

N₂ + 3H₂ ⇄ 2NH₃

Таким образом, при переходе от исходных веществ к продуктам объем газов уменьшился вдвое. Значит, при повышении давления равновесие смещается в сторону образования NH₃, о чем свидетельствуют следующие данные для реакции синтеза аммиака при 400°С:

Влияние концентрации

Влияние концентрации на состояние равновесия подчиняется следующим правилам:

• При повышении концентрации одного из исходных веществ равновесие сдвигается в направлении образования продуктов реакции;

• При повышении концентрации одного из продуктов реакции равновесие сдвигается в направлении образования исходных веществ.

44.