7.Типы окислительно-восстановительных реакций.

1.          Межмолекулярные – изменяются С.О. атомов элементов, входящих в состав разных веществ:

2.          Внутримолекулярные – окислитель и восстановитель - атомы одной молекулы:

tº

3.          Самоокисления – самовосстановления (диспропорционирования) – один и тот же элемент повышает и понижает С.О.

.

Cl₂  - является окислителем и восстановителем.

8.Агрентометрия. Методы Мора и Фольгарда

АРГЕНТОМЕТРИЯ

титриметрич. метод определения анионов (Hal^-, CN^-, PO₄^3-, CrO₄^2- и др.), образующих малорастворимые соед. или устойчивые комплексы с ионами Ag⁺ Исследуемый р-р титруют стандартным р-ром AgNO₃ или избыток последнего, введенный в анализируемый р-р, оттитровывают стандартным р-ром NaCl

Метод Мора. Прямая аргентометрия.

Только для Cl^–, Br^–; (не исп для I^–).

Титрант – AgNO₃, индикатор – K₂CrO₄, среда: pH=6–8.

NaBr + AgNO₃ → AgBr↓ + NaNO₃,

K₂CrO₄ + 2AgNO₃ → Ag₂CrO₄↓ + 2KNO₃.

f_экв(NaBr)=1,.

Недопустимо:

рН<6:  CrO₇^2– + 2H⁺ → Сr₂O₇^2– + H₂O,

рН>8:   2Ag⁺ + 2OH^– → Ag₂O + H₂O.

Присутствие ионов: SO₄^2–, S^2–, PO₄^3–, AsO₃^3–, BO₃^3–, CO₃^2–; Bi³⁺, Ba²⁺, Pb²⁺.

Метод Фольдгарда. Обратная аргентометрия.

Титранты – 1) AgNO₃, 2) NH₄SCN;

Индикаторы – NH₄Fe(SO₄)₂ (Cl^–, Br^–), FeCl₃ (I^–);

Среда – HNO₃ (pH=3).

К раствору навески препарата прибавляют HNO₃, точный избыточный объемAgNO₃ и индикатор:

KBr + AgNO₃ → AgBr↓ + KNO₃,

AgNO₃ + NH₄SCN → AgSCN↓ + NH₄NO₃;

В КТТ индикатор взаимодействует с титрантом:

3NH₄SCN + NH₄Fe(SO₄)₂ → Fe(SCN)₃ + 2(NH₄)₂SO₄.

f_экв(KI)=1, .

Преимущества пред другими методами:

 1.  Сильнокислая среда,

 2.  Не мешают другие ионы;

Недостатки:

 1.  Меньшая точность (обратный метод),

Особенности титрования хлоридов:

 1.  Низкая скорость титрования [K_s(AgCl)>K_s(AgCNS)],

 2.  Очень слабое перемешивание,

 3.  Добавление толуола или бензола для экстракции AgCl.

Особенности титрования йодидов:

После добавления нитрата серебра ждут полного осаждения AgI, второй индикатор добавляют перед самым титрованием:

2KI + 2FeCl₃ → I₂ + 2FeCl₂ + 2KCl.

9.Термохимические уравнения и расчёты. Закон Гесса и следствия из него. Стандартные теплоты сгорания и образования и их применение для термохимических расчетов.

Термохимические уравнения – уравнения в которых указывается количество поглощенной или выделенной теплоты.

2HgO —> 2Hg + O₂ – 180 кДж, С(тв) + O₂(г) —> СO₂(г) + 394 кДж

По термохимическим уравнениям реакций можно проводить различные расчёты. Для решения задач по термохимическим уравнениям реакций нужно записать само уравнение и провести необходимые расчеты по нему.

В основе термохимических расчетов лежит закон Гесса. Тепловой эффект (∆Н) химической реакции (при постоянных Р и Т) не зависит от пути ее протекания, а зависит от природы и физического состояния исходных веществ и продуктов реакции.

ΔН_х.р. = ∑ ΔН^прод _обр - ∑ ΔН^исх _обр

Следствия из закона Гесса

1. Тепловой эффект прямой реакции равен по величине и противоположен по знаку тепловому эффекту обратной реакции (так называемый закон Лавуазье – Лапласа).

2. Для двух реакций, имеющих одинаковые исходные, но разные конечные состояния, разность тепловых эффектов представляет собой тепловой эффект перехода из одного конечного состояния в другое.

3. Для двух реакций, имеющих одинаковые конечные, но разные исходные состояния, разность тепловых эффектов представляет собой тепловой эффект перехода из одного исходного состояния в другое.

4. Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот образования продуктов реакции и исходных веществ, умноженных на стехиометрические коэффициенты.

Теплотой образования соединения называется тепловой эффект реакции  образования одного моля соединения из соответствующих простых веществ, находящихся в той модификации и том агрегатном состоянии, которые устойчивы при данной температуре и давлении 1 атм.

Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот сгорания исходных веществ и продуктов реакции, умноженных на стехиометрические коэффициенты.

   

Теплотой сгорания соединения называется тепловой эффект реакции взаимодействия 1 моль химического соединения и кислорода с образованием высших стабильных оксидов (Н₂О (жидк.), СО₂ и т.д.) или других строго выбранных соединений (N₂, SO₂, HCl, HBr, HI  и т.д.).