1.34 Сильные электролиты. Активность. Ионная сила растворов.

Такие соединения как правило, диссоциируют нацело. Классификация. Кислота электролит диссоциирующий в растворе с образованием катионов. Основания электролит диссоциирующий в растворе с образованием гидроксид-онионов. Соль электролит диссоциирующий в растворе с образованием катионов металла и анионов кислотного осадка. Активность – эффективная концентрация вещества в растворе в соответствии с которой оно участвует в различных процессах а=f/С, где f - коэффициент активности, С – концентрация. Ионная сила. , .

1.37 Окислительно-восстановительные реакции и окислительно-восстановительные потенциалы. Окислительно-восстановительные реакции, электрохимические явления в биологиических и технологических процессах.

Окислительно-восстановительная – реакция в процессе которой изменяются степени окисления атомов входящих в состав реагентов. Степень окисления – условный заряд атомов в соединении, что все связи в этом соединении являются ионными. Правило. Сумма степеней окисления = его заряду. . К ним относятся а) реакции замещения Zn+H₂SO₄=ZnSО₄+H₂, б) реакции разложения и соединения 2KclO₃=2KCl+3O₂, H₂+Cl₂=2HCl, в)сложные реакции взаимодействия 2 и более веществ 4FeS₂+11O₂=2Fe₂O₃+8O₂. выделяют три типа. Теория основана на следующих положениях а) реакции сопровождаются переходом электронов от элемента-восстановителя к элементу-окислителю; б)Окисление-восстановление – единый взаимосвязанный процесс; в) Окисление – процесс отдачи электронов, который сопровождается повышением степени окисления элемента-восстановителя;

г) Восстановление – процесс присоединения электронов, который сопровождается понижением степени окисления элемента-окислителя. Процессы окисления и восстановления выражают полуреакциями, в которых указывается изменение степени окисления восстановителя и окислителя. Окислители. Неметаллы F₂ Cl₂ O₂ I₂ S, сложные вещ-ва с высшей степенью окисления, положительно заряженные ионы малоактивных металлов. Восстановители. Активные металлы (К, Na,Са), сложные вещества содержащие атомы неметаллов с отрицательной степенью окисления, сложные вещества содержащие элементы с переменной валентности, органические восстановители. Окислительно-восстановительный потенциал – является количественной характерристикой окисл – восст. активности соединения в растворе. Отрицательная или низкая величина потенциала соответствует сильному восстановителю и слабому окислителю, а положительная или высокая величина сильному окислителю и слабому восстановителю.

ЭДС –окисл –вост. реакции = разности потенциаллов окислителя и восстановителя. Окислителем в данной системе является соединение у которого окис.- восст. потенциал больше. Реакции протекают слева направо когда ЭДС соответствующего гольванического элемента положительно. Уравнение Нернста

2.1 Элементы подгруппы I.А. Электронная конфигурация. Изменение радиуса атома и энергии ионизации. Степени окисления. Восстановительные свойства. Натрий и калий. Свойства. Окисление, взаимодействие с водой, характеристика оксидов и гидроксидов. Биологическая роль натрия.

Элементы главной подгруппы – литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr носят название - щелочные металлы. На внешней оболочке атомов имеются по одному валентнтному s-электрону, а предвнешние завершены, поэтому они относятся к элементам s-семейства( Li – 1s²s¹, Na – 1s²2s²2p⁶3s¹). Атомы имеют большие атомные радиусы и легко теряют внешний электрон, проявляя сильные восстановительные свойства. С увеличением раудиусов атомов от лития к францию уменьшается ионизационный потенциал и увеличивается легкость отдачи электрона, следовательно восстановительная способность щелочных металлов увеличивается сверху вниз. С увеличением заряда ядра металлические свойства возрастают. являются сильными восстановителями. Окисляясь превращаются в положительный однозарядный ион. Взаимодействуют с кислородом, покрываются оксидной пленкой. Рубидий и цезий самовоспламеняются на воздухе. Взаимодействуют с галогенами. При нагревании легко взаимодействуют с серой, образуя сульфиды. Натрий. Получение электролиз: NaCl -> Na+Cl₂. Свойства: с неметаллом Na+ О₂ -> Na₂О₂, с кислотами Na+HCl, с водой Na+H₂О, с оксидами Na+Al ₂О₃. Калий получение и свойства как у натрия. Оксиды щелочных металлов получают нагревая пероксиды в присутствии металлов Na₂O₂+2Na=2Na₂O. Пероксид натрия сильнейший окислитель. Используется для отбеливания. Содержание калия в организме человека составляет 250 г, а натрия 70 г. Натрий главный внеклеточный ион, а калий основной внутриклеточный. Их соотношение регулирует осмотическое давление в крови.

2.2 Элементы подгруппы II.А. Электронная конфигурация. Изменение радиуса атома и энергии ионизации. Степени окисления. Восстановительные свойства. Магний и кальций. Свойства. Характеристика оксидов и гидроксидов, солей. Биологическая роль магния и кальция.

Элементы – берилий Be, магний Mg, кальций Са, сторонций Sr, барий Ba и радий Ra носят название щелочно-земельные металлы. Be 1s12s², Mg – 1s²2s²2p⁶3s² элементы имеют на последнем уровне 2 электрона и всегда в соединениях проявляют валентность = 2. Радиусы атомов возрастают от берилия к радию в этом же направлении увеличивается их металлическая активность. Металлы группы являются восстановителями. Получают электролизом. Происходит увеличение металличности с увеличением порядкового номера. Магний. Электролиз, восст.

Свойства: с окислителем Мg+ О₂ -> MgO, с кислотами Mg+HCl, с водой Мg+ Н₂О, с оксидами . Кальций. Электролиз , восстановление СаС₂ -> Ca+C. Свойства как у магния. Очень активны, нап возухе покрывается слоем оксида. Реагирует с окислителями (Са+S=CaCl). С водородом кальций образует гидрид (Ca+H₂=CaH₂). Гидрид реагирует с водой образуя гидрооксид кальция (CaH₂+2HOH=Ca(OH)₂+2H₂). Легко окисляется водой и кислотами. Жесткость воды выражается числом ионов Ca⁺, Mg²⁺. Избавление от жестости. Са(НNO₃)₂ -> CaCO₃+H₂O+CO₃ врем. жесткость. Mg(НNO₃)₂ + NaOH -> Mg(OH)₂+NaHCO₃. Магний входит в состав зеленого пигмента растений, участвует в образовании жиров, синтезе и распаде углеводов. При недостатке кальция наблюдается заболевание рахитом, понижается сердечная деятельность. Кальцием используют при известковании почвы.

2.3 Элементы подгруппы III.А. Электронная конфигурация. Изменение радиуса атома и энергии ионизации. Степени окисления. Проявление неметаллических свойств. Бор. Свойства. Способность к донорно-акцепторному взаимодействию. Характеристика свойств оксида, кислот и солей.

Элементы группы – бор B, алюминий Al, галий Ga, индий In и таллий TI. Наружные энергетические уровни содержат по 3 электрона; конфигурация ns² np¹. Внутри группы от бора к таллию металлические свойства увеличиваются. B - 1s²2s²2p¹, Al - 1s²2s²2p⁶3s²3p¹, Ga - 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p¹. При возбуждении один из s-электронов наружного энергетического уровня переходин на свободную орбиталь р-подуровня, что соответствует 3 валентности. Соединени я в которых степень окисления +3 наиболее устойчивы. Элементы образуют оксиды (R₂O₃) кислотные (B₂O₃), амфотерные (Al₂O₃, Ga₂O₃ и In₂O₃), основные(TI₂O₃). В щелочах легко растворяются кислотные и амфотерные оксиды. Бор единственный элемент 3 группы проявляющий свойства неметелла. По электронному строению бор относиться к р-элементам. Реагирует с кислородом (4В+3О₂=2B₂O₃), металлами (2В+3Mg₂=Mg₃B₂), неметаллами (4В+С=B₄С), кислотами (В+3HNО₂=3NO₂+H₃BO₃), щелочами (2В+2КОН+2H₂O=3NO₂+H₃BO₃)