18) Овр. Основные виды овр. Типичные окислители и восстановители. Электронный и ионно-электронный баланс.

Окислительно-восстановительные реакции – реакции, протекание которых связано со смещением или полным переходом электронов от одних атомов или ионов к другим.

В процессе окислительно-восстановительной реакции восстановитель отдаёт электроны, то есть окисляется; окислитель присоединяет электроны, то есть восстанавливается. Причём любая окислительно-восстановительная реакция представляет собой единство двух противоположных превращений — окисления и восстановления, происходящих одновременно и без отрыва одного от другого.

Основные виды ОВР:

Межмолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающийся атомы находятся в молекулах разных веществ, например:

Н2S + Cl2 → S + 2HCl

Внутримолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающийся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например:

2H2O → 2H2 + O2

Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) — реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и как восстановитель, например:

Cl2 + H2O → HClO + HCl

Репропорционирование (конпропорционирование) — реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления, например:NH4NO3 → N2O + 2H2O

К типичным восстановителям относятся элементы с низкой электроотрицательностью:

1)простые вещества: активные металлы H2, P, C, Si. 2)анионы атомы находятся в низкой степени или низшей степени окисления. 3)гидриды щелочных и щелочно-земельных металлов NaH, CaH2.4) металлы низшей степени окисленности.

К типичным окислителям относятся элементы с высокой электроотрицательностью:

1)Простые вещества: галогены(8 группа), кислород. 2)кислородосодержащие кислоты и их соли. 3)ионы металлов, находящиеся в высшей степени окисленности.

20) Теория электролитической диссоциации. Степень и константа электролитической диссоциации. Закон разведения Оствальда.

Электролитическая диссоциация — процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении.

Константа диссоциации — вид константы равновесия, которая показывает склонность большого объекта разделяться обратимым образом на маленькие объекты, например, когда комплекс распадается на составляющие молекулы, или когда соль разделяется в водном растворе на ионы. Константа диссоциации обычно обозначается и обратна константе ассоциации. В случае с солями, константу диссоциации иногда называют константой ионизации. Закон разбавления Оствальда — соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводности разбавленного раствора бинарного слабого электролита от концентрации раствора:

Здесь К — константа диссоциации электролита, с — концентрация, λ и λ∞ — значения эквивалентной электропроводности соответственно при концентрации с и при бесконечном разбавлении.

Закон разбавления Оствальда — соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводности разбавленного раствора бинарного слабого электролита от концентрации раствора:

Здесь К — константа диссоциации электролита, с — концентрация, λ и λ∞ — значения эквивалентной электропроводности соответственно при концентрации с и при бесконечном разбавлении.

21) Сильные и слпбые электролиты

Электролиит— вещество, расплав или раствор которого проводит электрический ток вследствие диссоциации на ионы, однако само вещество электрический ток не проводит. Примерами электролитов могут служить растворы кислот, солей и оснований.

Исходя из степени диссоциации, все электролиты делятся на две группы

Сильные электролиты — электролиты, степень диссоциации которых в растворах равна единице (то есть диссоциируют полностью) и не зависит от концентрации раствора. Сюда относятся подавляющее большинство солей, щелочей, а также некоторые кислоты. (сильные кислоты, такие как: HCl, HBr, HI, HNO3).

К сильным электролитам относятся:

1)почти все соли

2) Кислоты: HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4, и др.

3) Щелочи (кроме NH4OH).

Слабые электролиты — степень диссоциации меньше единицы (то есть диссоциируют не полностью) и уменьшается с ростом концентрации. К ним относят воду, ряд кислот (слабые кислоты), основания p-, d-, и f- элементов.

К слабым электролитам относятся:

1) почти все органические кислоты (CH3COOH, C2H5COOH и др.)

2) некоторые неорганические кислоты (H2CO3, H2S, H2SiO3, HNO2 и др.);

3) почти все малорастворимые в воде соли, основания и гидроксид аммония (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH);

4) вода.

17) Водородная связь. Механизм образования водородной связи.

Водородная связь — форма ассоциации между электроотрицательным атомом и атомом водорода H, связанным ковалентно с другим электроотрицательным атомом. В качестве электроотрицательных атомов могут выступать N, Oили F. Водородные связи могут быть межмолекулярными или внутримолекулярными. Часто водородную связь рассматривают как электростатическое взаимодействие, усиленное небольшим размером водорода, которое разрешает близость взаимодействующих диполей. Особенностями водородной связи, по которым её выделяют в отдельный вид, является её не очень высокая прочность[2], её распространенность и важность, особенно в органических соединениях[3], а также некоторые побочные эффекты, связанные с малыми размерами и отсутствием дополнительных электронов у водородa