- •1Вопрос:
- •2.Основные классы неорганических соединений: оксиды, кислоты, основания, соли. Классификация, номенклатура, физические и химические свойства, методы получения. Цепочки превращений.
- •3.Законы стехиометрии: закон сохранения массы, закон постоянства состава, закон кратных отношений, закон Авогадро и следствия из него. Приведите примеры применения этих законов.
- •4. Модели атома. Квантово-механическая модель атома. Квантовые числа, их физический смысл и допустимые значения. Максимальная емкость энергетических подуровней и уровней.
- •10. Основные виды межмолекулярных взаимодействий. Силы Ван-дер-Ваальса. Понятие о водородной связи. Влияние межмолекулярного взаимодействия на физические свойства веществ.
- •Дисперсионные силы ( лондоновские силы)
- •15. Реакции ионного обмена в растворах электролитов; способы их написания. Условия необратимого протекания таких реакций. Явление амфотерности. Амфотерные гидроксиды в рекциях ионного обмена.
- •Степень гидролиза
- •Константа гидролиза
- •По заряду комплекса
- •По числу мест, занимаемых лигандами в координационной сфере
- •По природе лиганда
- •Номенклатура
- •Окисление
- •Восстановление
- •Механизм образования дэс
- •Вывод уравнения Нернста
Окисление
Окисление - процесс отдачи электронов, с увеличением степени окисления.
При окисле́нии вещества в результате отдачи электронов увеличивается его степень окисления. Атомы окисляемого вещества называются донорами электронов, а атомыокислителя — акцепторами электронов.
В некоторых случаях при окислении молекула исходного вещества может стать нестабильной и распасться на более стабильные и более мелкие составные части (см. Свободные радикалы). При этом некоторые из атомов получившихся молекул имеют более высокую степень окисления, чем те же атомы в исходной молекуле.
Окислитель, принимая электроны, приобретает восстановительные свойства, превращаясь в сопряжённый восстановитель:
окислитель + e− ↔ сопряжённый восстановитель.
Восстановление
При восстановлении атомы или ионы присоединяют электроны. При этом происходит понижение степени окисления элемента. Примеры: восстановление оксидов металлов до свободных металлов при помощи водорода, углерода, других веществ; восстановление органических кислот в альдегиды и спирты; гидрогенизация жиров и др.
Восстановитель, отдавая электроны, приобретает окислительные свойства, превращаясь в сопряжённый окислитель:
восстановитель — e− ↔ сопряжённый окислитель.
Несвязанный, свободный электрон является сильнейшим восстановителем.
Типичные окислители и восстановители
Вещества, являющиеся окислителями во многих реакциях, представляют собой типичные (сильные) окислители. К ним относятся F2, Cl2, O2, KClO3, H2SO4, HNO3, KMnO4, MnO2, K2Cr2O7, PbO2 и др. Типичными (сильными) восстановителями являются H2, C (графит), Zn, Al, Ca, KI, HCl (конц.), H2S, CO и др.
Многие вещества могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. К таким веществам принадлежат KNO2, H2O2, SO2, Nа2SO3и др.
Окислительно-восстановительные свойства веществ связаны с положением элементов в Периодической системе Д.И. Менделеева. Простые вещества - неметаллы обладают большими окислительными свойствами, а металлы - большими восстановительными свойствами (O2, Cl2 - окислители, Na, Ba, Al, Zn - восстановители).
В каждой группе Периодической системы элемент с более высоким порядковым номером обладает более ярко выраженными восстановительными свойствами в своей группе, а элемент с меньшим порядковым номером - более сильными окислительными свойствами. Так, кальций Ca - более сильный восстановитель, чем магний Mg, а молекулярный хлор Cl2 - более сильный окислитель, чем иод I2.
Соединения, содержащие атомы элементов в низшей степени окисления, будут восстановителями за счет этих атомов (например, NH3 - восстановитель за счет атома N−III, H2S - за счет атома S−II, KI за счет атома I−I). Соединения, включающие атомы элементов в высшей степени окисления, будут окислителями (например, HNO3 за счет атома N+V, K2Cr2O7 - за счет атома Cr+VI, KMnO4 - за счет атома Mn+VII).
Метод электронного баланса — один из методов уравнивания окислительно-восстановительных реакций (ОВР).Заключается в том чтобы на основании степеней окисления расставить коэффициенты в ОВР.Для правильного уравнивания следует придерживаться определённой последовательности действий:
Найти окислитель и восстановитель.
Составить для них схемы (полуреакции) переходов электронов, отвечающие данному окислительно-восстановительному процессу.
Уравнять число отданных и принятых электронов в полуреакциях.
Просуммировать порознь левые и правые части полуреакций.
Расставить коэффициенты в уравнении окислительно восстановительной реакции
20. Особенности поведения металлов в растворах. Возникновение “двойного электрического слоя”. Понятие об “электродном потенциале” металла. Гальванические элементы (ГЭ). Электроды сравнения. Ряд стандартных электродных потенциалов. Химические и концентрационные ГЭ. Уравнение Нернста.
Виды коррозии: химическая и электрохимическая коррозия. Общее представление о защите металлов от коррозии.
Двойной электрический слой (межфазный) (ДЭС) — слой ионов, образующийся на поверхности частиц в результате адсорбции ионов из раствора, диссоциации поверхностного соединения или ориентировании полярных молекул на границе фаз. Ионы, непосредственно связанные с поверхностью называются потенциалоопределяющими. Заряд этого слоя компенсируется зарядом второго слоя ионов, называемых противоионами.