2. Реакции ионного обмена. Условия их необратимости.

В растворах электролитов реакции протекают между ионами.

Реакции ионного обмена — окислительно-восстановительная реакция, которая идет в направлении связы­вания ионов, но при которой не происходит изменения

степеней окисления.

Условия течения реакций в растворах электролитов до конца:

1) в результате реакции выпадает осадок:

2) в результате реакции выделяется газ:

3) в результате реакции образуется малодиссоциирующее вещество:

Ионный обмен – это процесс, в результате которого ионы,

находящиеся в твердой фазе. обмениваются с ионами, находящимися в растворе.

Нерастворимое твердое вещество может представлять собой какой-либо природный

материал либо синтетическую смолу. Природные материалы, используемые для

ионного обмена, включают цеолиты (комплексные алюмосиликаты натрия) и

глауконитовый песок.

Катионообменники. Катионообменные материалы состоят из трех частей:

1) основная масса, или скелет, обычно обозначаемый символом R–;

2) активные центры (такие группы, как — либо — );

3) катионы, подлежащие обмену (обычно это ионы Н⁺ или Н₃О⁺).

Когда твердый катионообменник приходит в соприкосновение с раствором, в

котором содержатся какие-либо ионы, между ними устанавливается равновесие.

Например,

Если первоначально раствор содержит, например, хлорид натрия, то ионы натрия

обме­ниваются с ионами водорода и из нижней части колонки вытекает

разбавленный раствор соляной кислоты.

Анионообменники. Анионообменник удаляет из раствора анионы. Типичным

при­мером анионного обмена является следующее равновесие:

Для регенерации анионообменника может использоваться какое-либо основание,

на­пример раствор гидроксида натрия. Это сдвигает указанное равновесие влево.

Задача. Определите массу осадка, образовавшегося в результате окисления 0,2 моль уксусного альдегида избытком аммиачного раствора оксида серебра.      

БИЛЕТ 8

Главным элементом органических соединений является углерод, который может соединяться друг с другом с образованием прямых, разветвленных цепей, замкнутых циклов. Этим объясняется многообразие органических соединений, которых насчитывается около 18млн., а неорганических немногим более 100тыс. Атом углерода, получив квант энергии, перейдя в возбужденное состояние, может образовать четыре ковалентные малополярные связи, т.к. на последнем энергетическом уровне он имеет четыре непарных электрона в результате распаривания 2s – электронов и переходе одного из них на 2р – орбиталь. Такой атом углерода находится в sp³ – гибридном состоянии, т.к. подверглись гибридизации и образовали связи валентные электроны последнего уровня: один s – электрон и три р – электрона, отсюда и название “sp³ – гибридизация”.

Языком органической химии являются структурные формулы, в которых указан порядок соединения атомов друг с другом.

Черточка обозначает общую электронную пару, которую образовал углерод с непарным электроном атома водорода, и единицу валентности. Таким образом, атом углерода в органических соединениях четырехвалентен, а водород одновалентен.

Каждый последующий углеводород отличается от предыдущего на группу атомов СН₂, которая называется гомологической разностью. Углеводороды образуют гомологический ряд, в котором гомологи имеют одинаковое строение, но отличаются друг от друга длиной цепи на одну или несколько групп СН₂.

Общая формула таких углеводородов С_n Н _2n+2, где n – число атомов углерода.

Принята сокращенная форма записи структурных формул, в которых недостающее число черточек, т.е. валентностей атома углерода обозначается числом атомов водорода, присоединяющихся к нему по валентности.

Вывод: Структурные формулы веществ являются языком органической химии.

2 положение теории А.М. Бутлерова гласит: свойства веществ зависят не только от того, какие атомы и сколько входят в состав молекулы, но и от порядка их соединения друг с другом.

Второе положение теории А.М. Бутлерова объяснило явление изомерии – существование веществ с одинаковыми формулами, но разными свойствами.

Изомеры – вещества с одинаковым качественным и количественным составом, но разным строением, а, значит, и разными свойствами.

Алгоритм написания изомеров.

Написание изомеров начинают писать с углеводорода с неразветвленной цепью атомов углерода, т.е. с углеводорода нормального строения.

СН₃ – СН₂ – СН₂ – СН₂ – СН₃

н - пентан

Все изомеры имеют одну и ту же формулу, значит число атомов углерода в них одинаково.

Основную углеродную цепь сокращают на один атом углерода и сокращенный атом присоединяют к одному из внутренних атомов углеродной цепи.

Изопентан

Исчерпывают все варианты написания изомеров с данной длиной цепи, затем снова сокращают основную углеродную цепь на один атом углерода и присоединяют его к одному из внутренних атомов цепи.

Так, углеводород формулы С₅Н₁₂ имеет три изомера.

Виды изомерии

Структурная изомерия:

1) изомерия углеродного скелета - изомеры отличаются строением углеродного скелета;

2) изомерия положения кратной связи – изомеры отличаются местом положения кратной связи;

3) изомерия положения функциональной группы;

4) межклассовая изомерия. Соединения разных классов веществ с одинаковыми формулами, но разным строением. Пропен и циклопропан имеют формулу С₃Н₆.

межклассовая изомерия. Соединения разных классов веществ с одинаковыми формулами, но разным строением. Пропен и циклопропан имеют формулу С3Н6.

СН2 = СН – СН3

пропен

Геометрическая изомерия – изомеры отличаются тем, что одинаковые атомы или группы атомов располагаются по одну сторону от двойной связи (цис-изомеры) или по разные (транс-изомеры). Характерна для веществ с двойными связями и циклических соединений.

Оптическая изомерия. Характерна для веществ, содержащих асимметрический атом С, имеющий четыре различных заместителя. Такие молекулы несовместимы со своим зеркальным отражением. Примером такой молекулы является альфа – аланин.

2. Электролиз растворов и расплавов солей.Практическое значение электролиза.

Совокупность химических реакций, которые протекают на электро­дах в растворах

или расплавах при пропускании через них электричес­кого тока, называется

электролизом.

Указанную совокупность реакций принято подразделять на пер­вичные и

вторичные процессы. Первичные процессы — окислительно-восстановительные

реакции, протекающие на электродах и ведущие, как правило, к образованию

электрически нейтральных активных мо­лекулярных или атомных частиц. Вторичные

процессы — реакции вза­имодействия активных частиц, образовавшихся в первичных

процес­сах, со средой. Например, при электролизе раствора сульфата нат­рия

протекают следующие электродные реакции:

Первичные реакции

Вторичные реакции

Приведенная совокупность химических реакций может быть пред­ставлена

суммарным процессом:

Из этого примера видно, что при электролизе, как и при работе химического

источника тока, на аноде происходят процессы окисле­ния, а на катоде —

восстановления. При этом анод заряжен положи­тельно (+), а катод —

отрицательно (—). Отметим, что при работе химического источника тока,

напротив, анод заряжается отрицатель­но, а катод — положительно, поскольку в

этом случае протекают процессы, обратные электролизу.

При электролизе как на аноде, так и на катоде могут происходить конкурирующие

процессы.

При проведении электролиза с использованием инертного (нерас­ходуемого)

анода (например, графита), как правило, конкурирующими являются два

окислительных и два восстановительных процесса:

на аноде — окисление анионов и гидроксид-ионов

на катоде — восстановление катионов и ионов водорода

При проведении электролиза с использованием активного (расхо­дуемого)

анода процесс усложняется и конкурирующими реакциями на электродах являются

следующие:

на аноде — окисление анионов и гидроксид-ионов;

анодное растворение металла — материала анода

на катоде — восстановление катиона соли и ионов водорода;

восстановление катионов металла, полученных при растворении анода

При выборе наиболее вероятного процесса на аноде и катоде сле­дует исходить

из положения, что будет протекать та реакция, для которой требуется

наименьшая затрата энергии. Кроме того, для вы­бора наиболее вероятного

процесса на аноде и катоде при электро­лизе растворов солей с нерасходуемым

электродом используют следую­щие правила.

1. На аноде могут образовываться следующие продукты: а) при окислении анионов

выделяется кислород; б) при окислении анионов

выделяются соответственно хлор, бром, иод; в) при окислении анконов органических

кислот про­исходит процесс:

2. Если конкурирующими процессами на катоде является восста­новление катионов

(металл стоит в электрохимическом ряду напря­жений металлов левее водорода) и

ионов водорода, то при этом выде­ляется водород.

В тех случаях, когда в процессе электролиза используется ак­тивный

(расходуемый) анод, то последний будет окисляться в ходе электролиза и

переходить в раствор в виде катионов. Энергия элект­рического тока при этом

расходуется ка перенос металла с анода на катод. Данный процесс широко

используется при рафинировании (очистка) металлов. Так, на этом принципе

основано, в частности, получение чистой меди из загрязненной. В раствор

медного купоро­са погружают пластины из очищенной и неочищенной меди.

Плас­тины соединяют с источником постоянного тока таким образом, чтобы первая

из них (очищенная медь) была отрицательным электродом (катод), а вторая —

положительным (анод). В результате пластина из неочищенной меди растворяется

и ионы меди из раствора осаждают­ся на катоде. При этом примесь остается в

растворе или оседает на дно ванны. Этот же принцип используется для защиты

метал­лов от коррозии путем нанесения на защищаемое изделие тонких слоев

хрома или никеля.

Для получения высокоактивных металлов (натрия, алюминия, маг­ния, кальция и

др.), легко вступающих во взаимодействие с водой, применяют электролиз

расплава солей:

Зависимость количества вещества, образовавшегося под действием электрического

тока, от времени, силы тока и природы электроли­та может быть установлена на

основании обобщенного закона Фа-радея:

где m — масса образовавшегося при электролизе i-вещества (г); Э —

эквивалентная масса i-вещества (г/моль); М — молярная масса i-вещества

(г/моль); n — заряд i-иона; I — сила тока (A); t — продолжительность

процесса; F — константа Фарадея, характери­зующая количество электричества,

необходимое для выделения 1 экви­валентной массы вещества (F = 96 500 К =

26,8 А•ч).

Опыт и задача. Получите осадок гидроксида меди (II). Рассчитайте массы сульфата меди (II) и гидроксида натрия, необходимые для получения 0,2 моль осадка.      

Билет 9

1. Общая характеристика металлов главных подгрупп I – III групп (I-A – III-A

групп) в связи с их положением в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенности строение их атомов, металлическая химическая связь,химические свойства металлов как восстановителей.

В периодической системе элементов металлы в основном располагаются в главных

подгруппах I—Ill групп, а также в побочных подгруппах.

В IA группе у атомов элементов на внешнем энергетическом уровне находится 1

электрон в состоянии s¹, во IIA группе у атомов на внешнем ЭУ 2

электрона в состоянии s². Эти элементы относятся к s-элементам. В

IIIA группе у всех элементов на внешнем Энергетическом Уровне 3 электрона в состоянии s²p¹. Они относятся к p-элементам.

В I A группу входят щелочные металлы Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, активность которых при движении сверху вниз увеличивается вследствие увеличения радиуса атомов, металлические свойства возрастают также, как и у щелочеземельных металлов IIA группы Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra и металлов IIIA группы Al, Ga, In, Tl.Оксиды типа R₂O характерны только для Li, для всех остальных щелочных

металлов характерны пероксиды R₂O₂, которые являются сильными окислителями.

Все металлы этих групп образуют основные оксиды и гидроксиды, кроме Be и Al,

которые проявляют амфотерные свойства.

Химические свойства. Атомы металлов имеют больший радиус, чем атомы

неметаллов, поэтому легко те­ряют валентные электроны. Вследствие этого металлы проявляют восстановительные свойства.

В химических реакциях металлы выступают в роли восстановителей:

1.      При взаимодействии с кислородом металлы образуют оксиды, например, магний сгорает с образованием оксида магния:

2Mg + O₂ = 2MgO

Наиболее активные металлы (щелочные) при горении на воздухе образуют пероксиды:

2Na + O₂ = Na₂O₂ (пероксид натрия)

2.      Активные металлы, например, натрий, реагируют с водой с образованием гидроксидов:

2Na + 2HOH = 2NaOH + H₂↑

или оксидов, как магний при нагревании:

Mg + H₂O = MgO + H₂↑

Металлы, расположенные в электрохимическом ряду напряжений левее водорода (Н), вытесняют водород из кислот (кроме азотной). Так, цинк реагирует с соляной кислотой с образованием хлорида цинка и водорода:

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂↑

Металлы, в том числе правее водорода, за исключением золота и платины, реагируют с азотной кислотой, с образованием различных соединений азота:

Cu + 4HNO₃ (конц.) = Cu(NO₃)₂ + 2H₂O + 2NO₂↑

Коэффициенты в этих уравнениях легче расставить методом электронного баланса. Проставляем степени окисления:

Cu⁰ + 4HN⁺⁵O₃ = Cu⁺²(NO₃)₂ + 2H₂O + 2N⁺⁴O₂↑

Записываем элементы с изменившейся степенью окисления:

Cu0 – 2e– → Cu+2	2*	1**	- восстановитель
N+5 + 1e– → N+4		2	- окислитель