Типичные окислители в ОВР. Каковы продукты их восстановления? Классификация ОВР. Приведите примеры.

Окислитель – вещество, молекулы или ионы которого принимают электроны. Типичные окислители:

1) в-ва, молекулы которых содержат атомы элементов в высших положительных степенях окисления, например: KMn⁺⁷O₄, KBi⁺⁵O₃, K₂Cr₂⁺⁶O₇, Pb⁺⁴O₂;

2) катионы металлов более высокого заряда (более высокой степени окисления), например: Fe⁺³; Au⁺³; Sn⁺⁴;

3) галогены и кислород (при повышенных температурах).

Классификация ОВР:

1) межмолекулярные ОВР – в этих реакциях окислителем и восстановителем являются разные молекулы.

2) внутримолекулярные ОВР – в этих реакциях окислителем восстановителем являются атомы различных или одиноковых элементов, находящихся в разных частях одной молекулы, например: (N^-3H₄)₂Cr⁺⁶₂O₇  N⁰₂ + Cr⁺³₂O₃ + 4H₂0.

3) реакции диспропорционирования, в которых окислителем и восстановителем являются одни и те же атомы в молекуле: 3Cl⁰₂ + 6KOH  5KCl^-1 + KCl⁺⁵O₃ + 3H₂O.

Продукты их восстановления: Если элемент является окислителем – его степень окисления понижается; если элемент является восстановителем – его степень окисления повышается. Среди простых веществ окислительные свойства характерны для типичных неметаллов (F₂, Cl₂, Br₂, I₂, O₂, O₃). Галогены, выступая в качестве окислителей, приобретают степень окисления –1, причем от фтора к иоду окислительные свойства ослабевают. Кислород, восстанавливаясь, приобретает степень окисления –2 (H₂O или OH–).

Сложные вещества, используемые в качестве окислителей, очень часто, содержат элементы в высшей степени окисления. Например: KMn⁺⁷O₄; K₂Cr⁺⁶₂O₇; HN⁺⁵O₃; KCl⁺⁷O₄. Концентрированная серная кислота проявляет окислительные свойства за счет серы в высшей степени окисления +6. Продуктами восстановления серы могут быть: SO₂ (степень окисления серы +4), сера – простое вещество (степень окисления серы 0), сероводород (степень окисления серы –2).

Азотная кислота проявляет ок ислительные свойства за счет азота в высшей степени окисления +5, причем окислительная способность HNO₃ усиливается с ростом ее концентрации. Состав продуктов восстановления азотной кислоты зависит от активности восстановителя, концентрации кислоты и температуры системы; чем активнее восстановитель и ниже концентрация кислоты, тем глубже происходит восстановление азота.

Водород в степени окисления +1 выступает как окислитель преимущественно в растворах кислот (как правило, при взаимодействии с металлами, расположенными в ряду напряжений до водорода).

Классификация комплексных соединений: по виду координированных лигандов, по заряду комплексного иона, по классам соединений. Номенклатура комплексных соединений. Приведите примеры.

Классификация комплексных соединений: по виду координируемых лигандов, по заряду комплексного иона, по классам соединений. Номенклатура комплексных соединений. Приведите примеры.

Классификация комплексных соединений:

1) по виду координируемых лигандов: +) аквакомплексы, в которых лигандом явл. молекула воды. Например: K₂[Sn(OH)₄], Na₃[Cr(OH)₆].

+) аммиачные комплексы: лиганды NH₃ . Например: [Ag(NH₃)₂]Cl, [Cu(NH₃)₄](OH)₂ .

+) ацидокомплексы, в которых лиганды – анионы кислотных остатков. Например: K[Au(CN)₂], K₂[HgI₄].

2) по заряду комплексного иона: +) катионные – комплексы имеют катионные к/о. Например: [Co(NH₃)₆]Cl₃

+) анионные – комплексы имеют анионные к/о. Например: K[PF₆]

+) нейтральные – к/о не имеют заряда. Например: []

+) комплексы без внешней сферы, т.е внутрисферные к.с. Например: [Pt(NH₃)₂Cl₂]

3) по классам соединений: +) кислотные комплексы. Например: H₂[SiF₆].

+) комплексы основания. Например: [Ag(NH₃)₂]OH.

+) комплексы соли. Например: K₂[Fe(CN)₆].

Простое объяснение механизма образования хим. связи – донорно-акцепторное. Лиганды поставляют свободные электронные пары на пустые d-орбитали к/о. Число координационных мест называется дентатностью (монодентатные, бидентатные и т.п.)
Координационные числа обычно в четные и равны удвоенной степени окисления к/о.
По характеру лигандов бывают аквакомплексы, гидроксокомплексы, аммиачные комплексы, ацидокомплексы (лиганды – анионы кислотных остатков). Бывают однородные, а бывают и с разными лигандами. Бывают комплексные соединения и без внешней сферы.

Названия комплексов строятся по принципу названий солей с указанием лигандов и степени окисления к/о. При построении названия компл. катиона или аниона первоначально называют ионные лиганды в порядке возрастания степени их сложности. При этом молекулы H₂O и NH₃ обозначаются “аква” и “аммин”. В конце названия компл. катиона или аниона наз. ион-к/о с указанием его степени окисления римскими цифрами в скобках. В случае аниона берется корень латинского названия элемента, к нему добавляется “ат” (станнат, аурат, плюмбат). Например: К₃[Al(OH)₆] - гексагидроксоалюминат (III) калия; [Cr(NH₃)₄Cl₂]Cl – хлорид дихлоротетрамминхрома

37. Константа химического равновесия. Соотношение величин К_р и К_с для газовых равновесий. Связь ∆ G ⁰ _{хим.реакции} и константы равновесия

Общий вид процесса: . Здесь строчными буквами обозначены стехиометрические коэффициенты, а прописными (A,B,D,E) – реагенты в этой химической реакции, в этом равновесии. Обозначим С_i равновесные концентрации, а через р_i – равновесные парциальные давления. Тогда для раствора можно записать:  и точно также для газовой фазы: .

Здесь К_с и К_р – константы химического равновесия.

Существует соотношение между константой равновесия и величиной ∆G⁰_{хим.реакции} соответствующего химического процесса:

После пересчета натурального логарифма в десятичный и выражения в калориях величины R получаем:

40. Шкалы величин рН и рОН. Вычисление рН растворов неассоциированных электролитов на примерах…

Вода диссоциирует крайне незначительно 2Н₂О↔Н₃О⁺ + ОН^-
Для простоты вместо гидроксония используют негидратированный ион Н⁺, т.к. это не влияет на последующие выводы.
К_w=[Н⁺][ОН^-]
Замена активностей ионов на концентрации оправдана тем, что вода диссоциирует в очень незначительной степени. Действительно, при 298,15К концентр ация ионов Н⁺ и ОН^- в воде составляет 1*10^-7моль/л (из 555 миллионов молекул воды диссоциирует лишь одна).
ΔG⁰_{процесса}=ΔG⁰_обрН⁺+ΔG⁰_обрОН^--ΔG⁰_обрН₂О_(ж)=0 – 157,32 - ( -237,25) = 79,93 кДж
К_w=e^ΔG_{процесса/RT}=1,0*10^-14
[Н⁺][ОН^-]=1,0*10^-14
lg[Н⁺] + lg[ОН^-]=-14 -lg[Н⁺] - lg[ОН^-]=14
рН=-lg[Н⁺]; рОН=- lg[ОН^-]
Для любого водного р-ра при 298,15К: рН+ рОН=14
В воде в соответствии с уравнением ее диссоциации соответственно рН=рОH=7, это нейтральная среда. В кислых растворах [Н⁺]>10^-7моль/л и рН<7 (рОН>7). В щелочных растворах [Н⁺]<10^-7моль/л и рН>7 (рОН<7).
Например, сильной к-ты, зная ее С_м
НА↔Н⁺+А^-
[Н⁺]=[НА]=С_к-ты
рН=-lg[Н⁺]

43.Буферные растворы и их свойства. Расчет рН буферного раствора состава…

Буферные растворы – растворы с постоянным значением рН, не зависящем от разбавления и почти независящем от небольших добавок сильных кислот или щелочей.

Буферные растворы представляют собой смешанные растворы слабой кислоты с ее солью или слабого основания с его солью. Например, раствор смеси уксусной кислоты и ацетата натрия (CH₃COOH + CH₃COONa). Константа диссоциации уксусной кислоты в растворе, когда в нем находится только уксусная кислота:  

Если в раствор уксусной кислоты добавить ацетат натрия, эта соль диссоциирует, больше, чем уксусная кислота. Приближенно можно считать, что ацетат натрия в растворе диссоциирует нацело и (по принципу Ле Шателье) подавляет диссоциацию уксусной кислоты.

Концентрация водородных ионов равна:

В случае добавления в раствор ацетата натрия, диссоциация уксусной кислоты подавлена и ее концентрация приближенно равна исходной концентрации кислоты, а концентрация иона СН₃СОО^- приближенно равна исходной концентрации добавленной соли:

т.е. величина рН буферного раствора определяется отношением концентрации кислоты и соли в растворе. При разбавлении раствора его рН практически не изменится, так как отношение С_к-ты к С_соли останется постоянным. Прибавление небольших количеств сильной кислоты или щелочи тоже мало изменит величину рН, так как ионы Н⁺ и ОН^- будут связываться и, таким образом, выражение концентрации водородного иона и рН изменится несущественно.

[H⁺]=К_дисс

[OH^-]=К_{дисс NH4OH}*С_соли

рОН= - lg[OH]

рН=14-рОН

44. Равновесие растворения и диссоциации малорастворимого электролита. Произведение растворимости. Связь ПР и растворимости на примере…

Kt_nA_m(k)↔ Kt_nA_m↔ nKt_m++mA_n-
насыщ.р-р    насыщ.р-р
В водных растворах все малорастворимые электролиты не ассоциированы. Другими словами, средняя стадия написанного равновесия отсутствует.
Kt_nA_m(k) ↔ n Kt_m++mA_n-
Соответствующая константа равновесия с учетом того, что концентрация индивидульаного кристаллического в-ва равна единице, принимает вид:
K_равн=[Kt^m+]ⁿ∙[A^n-]^m= произведение растворимости (ПР)
Таким образом, произведение растворимости (ПР) есть константа равновесия растворения и диссоциации малорастворимого электролита. Оно численно равно произведению концентраций(активностей) ионов в степенях стехиометрических коэффициентов в насыщенном водном растворе данного малорастворимого электролита.
[Kt^m+]⁼ nP; [A^n-]=mP
ПР = [Kt^m+]ⁿ∙[A^n-]^m = (nP)ⁿ(mP)^m=nⁿm^mP^n+m

Если ПК>ПР – выпадет осадок, ПК<ПР -осадок растворится, ПК=ПР -установится равновесие.
ПК=[Kt^m+]ⁿ∙[A^n-]^m. ПК – произведение концентраций.

48. Полный (необратимый) гидролиз. Приведите 2 примера. Совместный гидролиз двух солей с образованием а)гидроксида металла (+3), б) основного карбоната металла (+2).