Типы окислительно-восстановительных реакций.

1. Рeакции мeжмолeкулярного окислeния-восстановлeния. В таких рeакциях окислитeль и восстановитeль находятся в разных вeщeствах:

3CuO + 2NH₃ = 3Cu + N₂ + 3H₂O

         2. Внутримолeкулярныe ОВР. Сюда относятся рeакции, в которых окислитeль и восстановитeль содeржатся в одном и том жe вeщeствe в видe атомов разных элeмeнтов::

 (NH₄)₂Cr₂O₇ =N₂­ + Cr₂O₃ + 4H₂O

         3. Рeакции диспропорционирования. В них молeкулы и ионы одного и того жe вeщeства рeагируют друг с другом как окислитeль и восстановитeль.

         Вeщeства, участвующиe в рeакциях диспропорционирования содeржат элeмeнт в промeжуточной степени окисления, которая одноврeмeнно повышаeтся и понижаeтся:

2Н₂O₂ = O₂­ + 2Н₂O

3 HNO₂ = HNO₃+ 2NO + H₂O

 4. Рeакции контрпропорционирования – это процeссы взаимодeйствия окислитeля и восстановитeля, содeржащиe один и тот жe элeмeнт в разных стeпeнях окислeния. В рeзультатe продуктом окислeния и продуктом восстановлeния являeтся одно и то жe вeщeство, содeржащee атомы в промeжуточной стeпeни окислeния:

Na₂SO₃ + 2Na₂S + 6HCl =  3S + 6NaCl + 3H₂O

Сущeствуют такжe тип окислительно-восстановительных реакцийкоторый нe относится ни к одному из вышe привeдeнных случаeвклассификации ОВР. Это ОВР смeшанного типа. Напримeр, и к внутримолeкулярной рeакции и к рeакции контрпропорционирования относится процeсс разложeния нитрата аммония:

NH₄NO₃= N₂O + 2H₂O

почему перманганат калия и бихромат калия выпутают в роле окислителей????

Перманганат калия(КМnO4 ) и бихромат калия (K2Cr2O7) Выступают в роле окислителей т. к ионы молекулы , содержащие атомы элементов в высшей степени окисления- металлов. Сильными окислителями являются металлы находящиеся в 6 и 7 побочных подгруппах.

2KMnO4+5Na2SO3+3H2SO4= 2MnSO4+K2SO4+ Na2SO4+6H2O

Mn(+7)+5е=Mn(+2)

S(+4)-2e=S(+6)

KMnO-окислитель

Na2SO3-восстановитель

К2Cr2O7+3H2S+4H2SO4=Cr2(SO4)3+3S+K2SO4+7H2O

Cr(+6)+6e=2Cr(+3 )

S(-2)-2e=S(0)

К2Cr2O7-окислитель

3H2S-восстановитель

почему KI(-1)и H2S(-2)выпутают в роле восстановителей??

Т.к чем слабее связь между ядром атома и его валентными электронами , тем выше его восстановительная активность. Поэтому в главных подгруппах с увеличением радиуса восстановительные свойства элементов усиливаются.

Анионы не металлов (кислотные остатки бескислородных кислот) могут проявлять высшую восстановительную способность(S -2)

10KI+KMnO4+8H2S=5I2+6K2SO4+8H2O+2MnSO4

2I(-1)-2e=I2(0)

Mn(+7)+5e=Mn(+2)

KMnO4-окислитель

KI-восстановитель

2КMnO4+5H2S+3H2SO4=2MnSO4+5S+K2SO4+8H2O

Mn(+7)+5e=Mn(+2) КMnO4- окислитель

S(-1)-2e=S(0) H2S- восстановитель

32. Центральный атом внутренней сферы является комплексообразователем, а координированные вокруг него молекулы(ионы)-лигандами .

Комплексными называются соединения , в узлах кристаллов которых находится комплексы, способные к самостоятельному существованию в растворе.

NiCl2+6NH3 =[ Ni(NH3)6]CL2 хлорид гексаамминникеля(II)

 K4[Ni (CN)4] +2H2O=  K2[Ni (CN)4] +2 KOH +H2 тетрацианикелат (II) калия. 

[ Ni(NH3)6]CL2 = Ni(NH3)6 2+ + 2CL - это в растворе K2[Ni (CN)4] = 2K+ + Ni (CN)4 2- это в растворе

Ni(NH3)6 2+ = Ni2+ + 6NH3 :уравнение ионизации образующегося комплексного катиона; Ni (CN)4 2- = Ni2+ + 4CN-

: уравнение ионизации образующегося комплексного аниона

К уст (Ni(NH3)6 2+) = [Ni(NH3)6 2+] / [Ni2+] x [NH3]6 

уст (Ni (CN)4 2- ) = [Ni (CN)4 2-] / [Ni2+] x [CN-]4 

37.К s-элементам относят элементы IA-группы – щелочные металлы. Электронная формула валентной оболочки атомов щелочных металлов ns1. Устойчивая степень окисления равна +1. Элементы IА-группы обладают сходными свойствами из-за сходного строения электронной оболочки. При увеличении радиуса в группе Li-Fr связь валентного электрона с ядром слабеет и уменьшается энергия ионизации. Атомы щелочных элементов легко отдают свой валентный электрон, что характеризуют их как сильные восстановители.

Восстановительные свойства усиливаются с возрастанием порядкового номера.

К p-элементам относятся 30 элементов IIIA-VIIIA-групп периодической системы; p-элементы расположены во втором и третьем малых периодах, а также в четвертом—шестом больших периодах. Элементы IIIА-группы имеют один электрон на p-орбитали. В IVА-VIIIА-группах наблюдается заполнение p-подуровня до 6 электронов. Общая электронная формула p-элементов ns2np6. В периодах при увеличении заряда ядра атомные радиусы и ионные радиусы p-элементов уменьшаются, энергия ионизации и сродство к электрону возрастают, электроотрицательность увеличивается, окислительная активность соединений и неметаллические свойства элементов усиливаются. В группах радиусы атомов увеличиваются.

Изменение металлических и неметаллических свойств

От 2p-элементов к 6p-элементам энергия ионизации уменьшается. Усиливаются металлические свойства p-элемента в группе с увеличением порядкового номера От Alдо Ar (3 период), отGa до Kr(4 период) метал.свойства усиливаются.

s-элементы в левой части таблицы имеют мало электронов на внешней оболочке и меньший заряд ядра, что способствует образованию именно металлической связи. За понятным исключением водорода и гелия (их оболочки близки к завершению или завершены!), все s-элементы являются металлами.

48. Аммиак. Аммиа́к — NH₃, нитрид водорода, при нормальных условиях — бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта)

Кристаллическая решетка аммиака- молекулярная. Строение молекулы. Молекула аммиака имеет пирамидальную форму, с основанием пирамиды из атомов водорода и атомом азота в вершине. Молекула NH3 поляризована - общие электронные пары сдвинуты к атому азота. Еще у атома азота есть неподеленная пара электронов, способных взаимодействовать по донорно-акцепторному механизму с ионами или молекулами, имеющими вакантные орбитали. Молекула аммиака присоединяет протон, образуя ион аммония, причем все четыре связи азота с водородом равноценны. Особые химические свойства аммиа­ка — донорные свойства — обусловле­ны наличием неподелённой электрон­ной пары. Эту пару частица-донор использует при образовании ковалентной связи с частицей, имеющей вакант­ную орбиталь (акцептором) Катион аммония NH₄⁺ обра­зуется по донорно-акиепторному механизму при взаимодействии сво­бодной электронной пары молекулы аммиака с вакантной s-орбиталыо иона водорода.

Хим. свойства. Аммиак хорошо растворим в воде. Высокая растворимость аммиака связана с образованием прочных водородных связей В обычных условиях аммиак - бесцветный газ, легче воздуха, с резким запахом и едким вкусом. При -33,4°C он превращается в жидкость, которая затвердевает при -77,7°C. Аммиак очень хорошо растворим в воде, спирте, бензоле. Аммиак химически очень активен, особенно в реакциях окисления и присоединения. Аммиак - сильный восстановитель. Например, он взаимодействует с кислородом, образуя азот и воду: 4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O В присутствии катализатора аммиак окисляется до оксида азота (II): 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O При нагревании с хлором и пероксидом водорода образуются молекулы свободного азота: 2NH3 + 3Cl2 = N2 + 6HCl 2NH3 + 3H2O2 = N2 + 6H2O Водный раствор аммиака имеет щелочную реакцию, так как при растворении аммиака в воде образуется гидроксид аммония NH4OH, который диссоциирует: NH4OH " NH+ + ОН- Гидроксид аммония неустойчив и распадается на аммиак и воду: NH4OH = NH3 + H2O При нейтрализации раствора аммиака кислотами образуются соли аммония: NH3 + HCl = NH4Cl 2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4 Соли аммония хорошо растворимы в воде. Они очень похожи на соответствующие соли щелочных металлов, особенно на соли калия. Поэтому ион аммония - аналог ионов щелочных металлов. Получение. В промышленности аммиак получают непосредственным синтезом из азота и водорода в присутствии катализатора при высокой температуре и давлении: N2 + 3H2 = 2NH3 В лабораторных условиях аммиак может быть получен вытеснением его сильными щелочами из аммониевых солей по схеме: 2NH₄CI + Ca(OH)₂ = 2NH₃ + CaCl₂ + 2H₂O.

49.Оксиды 3-его периода: Na2O, Al2O3, MgO – ионная связь, SiO2,P2O5,SO3,CL2O7 – ковалентная полярная. В связи с уменьшением разницы в электроотрицательности элементов в этом ряду изменяется вид химической связи: от ионной до ковалентно-полярной.

Оксиды 2-ого периода: Li2O,BeO,Br2O7,CO2,N2O,OF2(фторид кислорода) – ковалентно-полярная связь

Оксиды представляют собой соединения элементов с кислородом. Оксиды подразделяют на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие оксиды делят на основные (образуют соли с кислотами), кислотные (образуют соли с основаниями) и амфотерные (образуют соли как с кислотами, так и с основаниями). Основным оксидам отвечают основания, кислотным – кислоты, а амфотерным – гидраты, которые проявляют как кислотные, так и амфотерные свойства. Кислотные оксиды, характерные признаки:

- химическая реакция с водой

CO2+H2O=H2CO3 - это вещество - угольная кислота - одна из слабых кислот, её добавляют в газированную воду для "пузырьков" газа. С повышением температуры растворимость газа в воде уменьшается, а его излишек выходит в виде пузырьков.

- реакция с щелочами (основаниями):

CO2+NaOH=Na2CO3 - образовавшееся вещество (соль) широко используется в хозяйстве. Её название - кальцинированная сода или стиральная сода, - отличное моющее средство для подгоревших кастрюль, жира, пригара. Голыми руками работать не рекомендую!

- реакция с основными оксидами:

CO2+MgO=MgCO3 - получившая соль - карбонат магния - ещё называется "горькая соль".

Основные оксиды, признаки:

1. Взаимодействие с водой:

- взаимоджействие с водой с образованием основания (или щёлочи)

CaO+H2O = Ca(OH)2 (известная реакция гашения извести, при этом выделяется большое количества тепла!)

2. Взаимодействие с кислотами:

- взаимоджействие с кислотой с образованием соли и воды (раствор соли в воде)

CaO+H2SO4 = CaSO4+ H2O (Кристаллы этого вещества CaSO4 известны всем под названием "гипс").

3. Взаимодействие с кислотными оксидами: образование соли

CaO+CO2=CaCO3 (Это вещество известно всем - обычный мел!)

Амфотерные оксиды, признаки:

Химические совйства амфотерных оксидов уникальны тем, что они мрогут вступать в химические реакции, соответствующие как основаниями так и с кислотами. Например:

- реакция с кислотным оксидом:

ZnO+H2CO3 = ZnCO3 + H2O - Образовавшееся вещество - раствор соли "карбоната цинка" в воде.

- реакция с основаниями:

ZnO+2NaOH=Na2ZnO2+H2O - полученное вещество - двойная соль натрия и цинка.

50. Сила кислоты – характеристика кислоты, показывающая, насколько легко кислота отдает протоны молекулам данного растворителя. В основном это вода. Сила кислоты зависит от природы атома при кислотном центре и от его структурного окружения. В периоде сила кислородсодержащей кислоты растёт с увеличением заряда и с уменьшением радиуса иона кислотообразующего элемента:H4SiO4<H3PO4<H2SO4<HClO4.

Константы: H3PO4.

1cтупень: [H][H2PO4]/[ H3PO4 ]= 7,08⋅10-3 - 7,59⋅10-3

2ступень: [H][HPO4]/[ H3PO4 ]= 6,17⋅10-8 - 6,31⋅10-8

3ступень: : [H][PO4]/ [H3PO4]= 1,00⋅10-12 - 1,26⋅10-12

Ионы:HPO4

H4SiO4.

1 ступень: [H][H3SiO4]/[ H4SiO4]= 2,00⋅10-10 - 1,26⋅10-10

2ступень: [H][H2SiO4]/[ H4SiO4]= 1,58⋅10-12 - 2,00⋅10-12

3 ступень: [H][HSiO4]/[ H4SiO4]= 2,00⋅10-14 - 1,00⋅10-12

4 ступень: [H]{SiO4]/[ H4SiO4]= 1,00⋅10-12

Ионы:HSIO4

H2SO4.

1 ступень: [H][HSO4]/[ H2SO4 ]=?

2ступень: [H][SO4]/[ H2SO4 ]= 1,15⋅10-2 - 1,26⋅10-2

Ионы:SO4

HCLO4

1 cтупень:[H][ CLO4]/[ HCLO4]=?

Ионы:CLO4, по значениям констант

51. Окислительно-восстановительные свойства вещества связаны с процессом отдачи и приема электронов атомами, ионами или молекулами. Окислитель — это вещество, которое в ходе реакции принимает электроны, т. е. восстанавливается; восстановитель — отдает электроны, т. е. окисляется. 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

Разбавленная H2SO4 - сильный окислитель за счет катионов Н+:

H2SO4(разб.) + Zn = ZnSO4 + H2↑ (с благородными металлами не реагирует)

2Al + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2.

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

С серой не взаимодействует.

Концентрированная H2SO4 - сильный окислитель за счет SVI:

H2SO4+Al = реакция не идёт с холодной кислотой, с горячей :

С + 2 Н2SO4 = СО2 + 2 SO2 + 2 Н2О.

S + 2 Н2SO4 = 3 SO2 + 2 Н2О

Zn + 2 Н2SО4 (конц.) = ZnSO4 + SO2 + 2 Н2О

59) Общая характеристика семейства железа

Семейство железа входит в состав побочной подгруппы восьмой группы и является в ней первой триадой, включающей в себя железо, кобальт и никель. Эти элементы имеют два электрона на наружном слое атома, все они являются металлами. По свойствам все три элемента похожи между собой. Для них характерна степень окисления 2, 3, 4. Реже проявляются более высокие степени окисления. Ни один элемент из семейства железа не проявляет максимальной степени окисления +8. Все металлы триады образуют разнообразные соединения, проявляя степени окисления +2 и +3. Проявление высокой степени окисления и амфотерных свойств характерно для железа.

Температуры плавления элементов триады железа высокие, тем не менее, ниже, чем у элементов, находящихся в серединах серий переходных металлов.

Железо – первый элемент в переходных рядах, имеющий спаренный электрон на внутренней d-орбитали. Спаренные электроны с такой орбитали труднее участвуют в образовании химической связи, чем неспаренные. У триады железа существуют особенности орбитального строения, проявляющиеся в виде магнитных и ферромагнитных свойств. В результате ориентированности атомов металлы образуют постоянные магниты. Все металлы семейства железа проявляют электроположительное поведение. Инертны в среде окислителя, даже кислорода, так как образуют оксидные пленки.

Химические свойства железа:

1) взаимодействует с кислородом при высоких температурах;

2) оксиды в низшей степени окисления MO;

3) при взаимодействии с галогенами образует галогениды, дигалогениды;

4) образует комплексные соединения;

5) образует карбонилы – соединения, в которых переходный металл образует связь с ионом металла или водорода и координированными карбониловыми группами (пентакарбонил кобальта [Co(CO)5]);

6) взаимодействуют с серой и сероводородом при нагревании, образуя сульфиды.

Железо – второй (после алюминия) по распространенности металл, встречается в виде различных руд, пригодных для переработки. Из них получают почти чистый Fe3O4, который вместе с известняком и коксом используется для выплавки чугуна в доменной печи.

Кобальт выделяют из руд, содержащих много мышьяка и некоторой доли серебра, достаточной для промышленной переработки.

Никель – в руде много примесей: сульфиды никеля, меди и железа. Половина получаемого никеля расходуется в производстве стали для повышения ее коррозионной стойкости и твердости. Он используется также для создания прочных покрытий на стальных изделиях.