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.) 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 Кр и Кс 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 Сi равновесные концентрации, а через рi – равновесные парциальные давления. Тогда для раствора можно записать: и точно также для газовой фазы: . Здесь Кс и Кр – константы химического равновесия.
Существует соотношение между константой равновесия и величиной ∆G0хим.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-
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 Ск-ты к Ссоли 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+]=Кдисс [OH-]=Кдисс NH4OH*Ссоли рОН= - lg[OH] рН=14-рОН
44. Равновесие растворения и диссоциации малорастворимого электролита. Произведение растворимости. Связь ПР и растворимости на примере… KtnAm(k)↔ KtnAm↔ nKtm++mAn-
48. Полный (необратимый) гидролиз. Приведите 2 примера. Совместный гидролиз двух солей с образованием а)гидроксида металла (+3), б) основного карбоната металла (+2).
Популярное: Модели организации как закрытой, открытой, частично открытой системы: Закрытая система имеет жесткие фиксированные границы, ее действия относительно независимы... Как вы ведете себя при стрессе?: Вы можете самостоятельно управлять стрессом! Каждый из нас имеет право и возможность уменьшить его воздействие на нас... ©2015-2024 megaobuchalka.ru Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. (365)
|
Почему 1285321 студент выбрали МегаОбучалку... Система поиска информации Мобильная версия сайта Удобная навигация Нет шокирующей рекламы |