№ группы = указывает наивысшую положительную степень окисления

8–№ группы = указывает низшую отрицательную степень окисления

Реакции, протекающие с изменением степени окисления – окислительно-восстановительные реакции (ОВР).

– ОВР

– не ОВР

Окисление – процесс отдачи электронов веществом, т.е. повышение степени окисления элемента (например: (с 0 до +2)).

Вещества, отдающие свои электроны в процессе реакции, называются восстановителями ( из восстановленной формы в окисленную).

К типичным восстановителям относятся простые вещества: металлы, , анионы, содержащие атомы с низкой степени окисления.

Восстановление – процесс смещения электронов к веществу, т.е. понижение степени окисления элемента (например: (с +2 до 0)).

Вещества, принимающие чужие электроны в процессе реакции, называются окислителями ( из окисленной формы в восстановленную).

в восстановленную).

К типичным окислителям относятся простые вещества, атомы которых характеризуются высокой электроотрицательностью: (галогены, ), соединения (пероксиды), соединения благородных газов (), катионы и анионы, содержащие атомы с высокой степенью окисления ().

Окисление и восстановление протекают как единый процесс:

-восстановитель, – окислитель.

Число электронов, принимающих участие в окислении равно числу электронов, принимающих участие в восстановлении.

Существует 3 типа ОВР:

1.межмолекулярные ();

1. 2.внутримолекулярные (окислителем и восстановителем могут быть атомы одной и той же молекулы) ();

2. 3.диспропорционирования (окисление и восстановление атомов или ионов одного и того же элемента) ().

15. 28. Окислительно-восстановительные реакции: степень окисления, окислитель и восстановитель (важнейшие окислители и восстановители), типы окислительно-восстановительных реакций.

Для характеристики состояния элементов в соединениях введено понятие степени окисления. Степень окисления – воображаемый заряд атома в соединении, вычисляемый, исходя из предположения, что соединение состоит из ионов (+, –, 0).

1. 1. Степень окисления элемента в простом веществе, например в Na или в равна 0.

2. 2. Степень окисления элемента в виде одноатомного иона в ионном соединении, например , равна заряду данного иона.

3. 3. В соединении с ковалентными полярными связями отрицательный заряд относят к более электроотрицательному элементу, причём применимы следующие степени окисления:

а.F = -1

b.O = -2 , исключение: пероксиды = -1; надпероксиды = - 1/2,; озониды = - 1/3;

c.H = +1 исключение солеобразующие гидриды LiH = -1

d.щелочные Me = + 1

16. e. Щелочноземельные Ме = +2

Произведение растворимости.

Применение закона действующих масс к гетерогенной системе, в которой находятся и осадок и раствор в равновесии: даёт выражение константы

равновесия: (произведение растворимости).

Таким образом, в насыщенном растворе малорастворимого электролита произведение концентраций его ионов, возведённых в степень с показателем, равным стехиометрическому коэффициенту при данном ионе, при данной температуре – величина постоянная.

Произведение растворимости , как и коэффициент диссоциации зависит от природы растворённого вещества, природы растворителя и температуры.

Произведение растворимости характеризует сравнительную растворимость однотипных веществ: чем больше произведение растворимости данного вещества, тем больше его растворимость.

13

Топливные элементы – элементы, в которых окислитель и восстановитель хранятся вне элемента и в процессе работы раздельно подаются к электродам, которые не расходуются.

Удельная энергия топливных элементов значительно выше удельной энергии гальванических элементов.

В топливных элементах используются жидкие или газообразные восстановители (, , ) и окислители (обычно воздуха).

В отличие от гальванических элементов, топливные элементы не могут работать без вспомогательных устройств.

Электрохимическая энергоустановка – установка, состоящая из:

• - батареи топливных элементов,

• - системы хранения, обработки и подвода топлива и окислителя,

• - системы отвода продуктов реакции,

• - системы поддержания и регулирования температуры в элементах,

• - преобразователя тока и напряжения.

Аккумуляторы – устройства, в которых электрическая энергия превращается в химическую энергию, а химическая – снова в электрическую. а процесс превращения химической энергии в электрическую – разрядом аккумулятора.

При заряде аккумулятор работает как электролизёр, при разряде – как гальванический элемент.

• Процесс заряда-разряда аккумулятора осуществляется многократно.

• Наиболее распространёнными являются свинцовые аккумуляторы, в которых в качестве электродов используются -решётки, а в качестве электролита – раствор и дистиллированной (поэтому они ещё называются кислотными аккумуляторами). -решётки вначале заполняются , который при взаимодействии с превращается в . Электроды разделяются друг от друга раствором и сепараторами. Аккумуляторы соединяют в батарею, которую помещают в баки из эбонита или полипропилена.

(суммарная реакция)

14

14

Гибридизация атомных орбиталей. - и -связи: При участии в образовании -связей орбиталей разных типов, например, в молекуле следовало бы ожидать формирование связей, отличающихся друг от друга по длине и прочности. Однако все связи − равноценны и располагаются симметрично друг другу. В рамках МВС эти факты объясняются на основе концепции гибридизации атомных валентных орбиталей. Согласно ей в валентных состояниях электроны распределяются не на чистых S и P орбиталях, а на смешанных (гибридных). Число гибридных равно числу атомных орбиталей. Гибридные орбитали одинаковы по форме и энергии. В отличии от атомных орбиталей гибридные более вытянуты в направлении образования химической связи.

Типы гибридизаций:

SP³ – гибридизация – при взаимодействии 1S и 3P орбиталей,

SP² – гибридизация – при взаимодействии 1S и 2P орбиталей,

SP – гибридизация – при взаимодействии 1S и 1P орбиталей

Доля s-орбитали составляет:

SP- гибридизации – 50%,

SP²- гибридизации – 34%,SP³- гибридизации – 25%.

15

25

Энергия активации (активированный комплекс, энергетические диаграммы экзо- и эндотермических реакций, влияние катализаторов, уравнение Аррениуса). Катализ (гомогенный и гетерогенный; ферменты, промоторы, ингибиторы).

Не всякое столкновение молекул сопровождается их взаимодействием. Большинство молекул отскакивают как упругие шарики. И только активные при столкновении взаимодействуют друг с другом. Активные молекулы обладают некоторой избыточной Е по сравнению с неактивными молекулами, поэтому в активных молекулах связи между ними ослаблены.

Активированный комплекс

Энергия для перевода молекулы в активное состояние – энергия активации . Чем она меньше, тем больше частиц реагируют, тем больше скорость химической реакции.

Изменение Е в ходе реакции:

Е выделяется (экзотермическая)

С увеличением температуры число активных молекул растёт, поэтому увеличивается.

Константа химической реакции связана с : , где А – предэкспоненциальный множитель (связан с вероятностью и числом столкновений).

Одним из наиболее распространённых в химической практике методов ускорения химических реакций является катализ. Катализаторы – вещества, изменяющие химической реакции за счёт участия в промежуточном химическом взаимодействии с компонентами реакции, но восстанавливающие после каждого цикла промежуточного взаимодействия свой химический состав.

промежуточном химическом взаимодействии с компонентами реакции, но восстанавливающие после каждого цикла промежуточного взаимодействия свой химический состав.

Существуют 2 вида катализаторов:

Гомокатализаторы (окислениеСО)

Гетерокатализаторы (окисление SO₂ до SO₃)

Биологические катализаторы – ферменты.

Ингибиторы – вещества, замедляющие химической реакции.

Промоторы – вещества, усиливающие действие катализаторов.

25

25

27

27

27