- •Неорганическая химия способы выражения состава растворов
- •Практическое занятие.
- •Задачи для самостоятельного решения
- •Задачи для самостоятельного решения
- •Растворы сильных электролитов
- •Коэффициенты активности ионов
- •Задачи для самостоятельного решения
- •Растворы слабых электролитов
- •Задачи для самостоятельного решения
- •Буферные растворы
- •Буферное действие
- •Границы буферного действия
- •Буферная емкость
- •Кривые титрования
- •Произведение растворимости
- •Окислительно-восстановительные реакции
- •Окислители и восстановители
- •Окислители.
- •Окислительно-восстановительные свойства сложныхвеществ
- •Влияние среды реакции.
- •Влияние среды на состав продуктов реакции
- •Влияние концентрации на состав продуктов реакции
- •Водород в реакциях с азотной кислотой практически не выделяется! Реакции серной кислоты
- •Реакции самоокисления-самовосстановления
- •Химическая связь.
- •Ковалентная связь
- •Метод валентных связей
- •Валентность
- •Гибридизация атомных орбиталей и геометрия молекул
- •Метод молекулярных орбиталей
- •Невозможность образования химической связи между атомами He
- •Ионная связь Ионные молекулы существуют только в парах над нагретыми солями. Энергия разрыва ионной связи не определяется энергией притяжения ионов.
- •Потенциальная энергия для однозарядных ионов:
- •Поляризующее действие ионов тем больше, чем меньше радиус и чем устойчивее электронная оболочка иона. Наибольшее поляризующее действие оказывают те ионы, которые слабо поляризуются.
- •Понять механизм восприятия цвета нашими глазами может помочь "круг цветов",
- •Энергия связи
- •1649 КДж/моль. В молекуле метана имеются четыре равноценные связи с-н поэтому средняя энергия такой связи равна
- •При переходе от одинарной связи двойной и тройной (между одними и теми же атомами) энергия связи возрастает, однако связь укрепляется непропорцианально увеличению её кратности.
- •Б)что длина связи уменьшается с возрастанием порядка или кратности связи, а прочность увеличивается с уменьшением длины связи.
- •Окислительно-восстановительные процессы.
- •Комплексные соединения
- •Задачи для самостоятельного решения
- •17. Напишите уравнения окислительно- восстановительных реакций между комплексами:
- •5. Изобразите геометрическую форму ионов: ClO-, ClO3-, ClO4-.
- •Вопросы для подготовки к экзамену
- •Окислительно_восстановительные реакции
Влияние среды реакции.
Присутствие в растворе сильных кислот создает сильнокислую среду. В таких системах, кроме воды (Н2О) создается избыток ионов (Н+) и анионов этой кислоты. Напомним, что сильные кислоты – сильные электролиты, диссоциированные практически полностью. Чаще других в качестве вещества, создающего кислую среду, используютразбавленнуюH2SO4. Другие сильные кислоты, например галогеноводородные (HCl,HBr,HI) являются восстановителями (минимальная степень окисления !) и сами активно участвуют в реакции с окислителем. Напротив, азотная кислотаHNO3 и концентрированная серная кислотаH2SO4 проявляют сильные окислительные свойства и поэтому одновременно являются и окислителями, и создателями среды.
В исходныхнейтральных, а также в слабокислых и слабощелочных растворах основной частицей среды является вода(Н2О), т.к. концентрации ионов Н+ и ОН- весьма малы. Однако, по ходу реакций окисления и восстановления в растворе могут накапливаться ионы Н+ и ОН-. Разумеется, они будут реагировать между собой с образованием воды, но если какого-либо иона оказывается больше, то будет происходить или закисление, или защелачиваниеконечногораствора.
Щелочную среду в растворе создают частицы сильных оснований, обычно КОН или NaOH. Вследствие полной диссоциации щелочей, основными частицамищелочной средыбудут вода (Н2О) и ионы ОН-.Важно отметить, чтощелочи в водном растворене проявляютни окислительных, ни восстановительных свойств.
Основные схемы электронно-ионных полуреакций в различных средах
Как уже говорилось ранее, степень окисления элемента окислителя должна понижаться. В сложных ионах MnO4-,NO3-,Cr2O72-и др. высокая степень окисления формируется за счет смещения электронов центральных атомов к атомам кислорода. С уменьшением числа атомов кислорода, связанных с центральным атомом, степень окисления этих центральных атомов, естественно, будет понижаться. В кислотной среде процесс «отрывания» атомов кислорода описывается простой схемой:
{O-2} + 2H+ =Н2О.
Тогда, для частицы ( иона или молекулы) (ЭОх)n, где х- число атомов кислорода, связанных с центральным атомом, аn– заряд этой частицы ( отрицательный, положительный или нулевой) можно записать следующую схему восстановления.
Восстановление в кислотной среде
(ЭОх)n + 2xH++ae-→ Эm+xН2О,
где m-заряд продукта восстановления окислителя, аа – число принятых электронов, рассчитываемое как разность между суммой зарядов частиц в левой части полуреакции и суммой зарядов правой части. Например, рассмотрим восстановление ионаClO3-в кислой среде.
СlO3-+ 6H++6e-→Cl-+3 Н2О.
Суммарный заряд частиц слева -1 +6 =+5, а справа -1. Разность между ними равна 5-(-1) = 6, следовательно, надо прибавить 6 электронов.
Восстановление в нейтральной среде
В нейтральной ( а также в слабокислой или в слабощелочной) среде концентрация ионов Н+ очень мала и предыдущая схема реализоваться не может. Но атомы кислорода могут связываться водой. Тогда, процесс связывания кислорода описывает следующая схема:
{O-2} + Н2О = 2 OH-
В ходе этой полуреакции происходит защелачивание реакционной среды. В общем виде, восстановление частицы (ЭОх)n в нейтральной среде выглядит так:
(ЭОх) n+ хН2О + ае-→ Эm+2хОН-.
Пример: восстановление сульфит-иона в нейтральной среде:
SO32- + 3Н2О + 4e- = S + 6OH-.
Окисление в кислой или нейтральной среде
Увеличение числа атомов кислорода, связанных с элементом Э, приводит к увеличению степени окисления этого элемента. Источником атомов кислорода в нейтральной или в кислой среде служат молекулы воды. Схема окисления выглядит так:
Эm+хН2О → (ЭОх)n+2хН+
Примером служит реакция окисления диоксида серы.
SO2+ 2 Н2О -2e-→SO42-+ 4H+.
Принцип подсчета электронов тот же: из суммарного заряда левой части вычитают суммарный заряд правой части полуреакции.
Окисление в щелочной среде
Отличие от предыдущей ситуации в том, что источник кислорода – гидроксидные ионы. Схема процесса:
Эm + 2хОН- -ае-→(ЭОх)n + хН2О)
Пример:
Сl-+ 6OH--5e-→ClO3-+ 3Н2О