- •Теория Электролитической диссоциации
- •Сильные и слабые электролиты
- •1. Теория растворов слабых электролитов.
- •2. Теория растворов сильных электролитов.
- •Кислоты и основания
- •1. Теория Аррениуса.
- •2. Теория Бренстеда и Лоури.
- •3. Теория Льюиса.
- •Эталоны решения задач
- •В зависимости от условий ион hco3– может как отдавать протоны:
- •Таким образом, в первом случае ион hco3 является кислотой, во втором основанием, т. Е. Является амфолитом.
- •Вопросы для самоконтроля
- •Варианты задач для самостоятельного решения
- •Шкала значений pH
- •Расчет значений рН и рОн в разбавленных растворах сильных и слабых кислот и оснований
- •Кислотно-основное равновесие биологических жидкостей
- •Эталоны решения задач
- •Вопросы для самоконтроля
- •Варианты задач для самостоятельного решения
- •Гидролиз солей
- •Количественные характеристики гидролиза
- •Усиление и подавление гидролиза
- •Значения рН растворов гидролизующихся солей
- •Эталоны решения задач
- •Вопросы для самоконтроля
- •Варианты задач для самостоятельного решения Вариант №1
- •Вариант №2
- •Вариант №3
- •Вариант №4
- •Вариант №5
- •Вариант №6
- •Вариант №7
- •Вариант №8
- •Вариант №9
- •Вариант №10
- •Вариант №11
- •Вариант №12
- •Вариант №13
- •Вариант №14
- •Вариант №15
- •Вариант №16
- •Вариант №17
- •Вариант №18
- •Вариант №19
- •Вариант №20
- •Элементы количественного анализа
- •Объемный (титриметрический) метод анализа
- •Расчеты в объемных методах анализа Закон эквивалентов
- •Методы кислотно-основного титрования
- •Титранты и их стандартизация
- •Фиксирование точки эквивалентности
- •Механизм действия индикаторов
- •Точка перехода и интервал перехода окраски индикатора
- •Правила выбора индикатора
- •1. Титрование сильной кислоты сильным основанием.
- •3. Титрование слабого основания сильной кислотой.
- •Степень окисления. Окисление и восстановление
- •Окислители и восстановители
- •Последовательность подбора коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций (метод электронно-ионного баланса)
- •Оксидиметрия
- •Перманганатометрия
- •Иодометрия
- •Расчет эквивалентов окислителей и восстановителей
- •Эталоны решения задач
- •Метод нейтрализации
- •Метод оксидиметрии
- •Вопросы для самоконтроля
- •Варианты задач для самостоятельного решения Вариант №1
- •Вариант №2
- •Вариант №3
- •Вариант №4
- •Вариант №5
- •Вариант №6
- •Вариант №7
- •Вариант №8
- •Вариант №9
- •Вариант №10
- •Вариант №11
- •Вариант №12
- •Вариант №13
- •Вариант №14
- •Вариант №15
- •Вариант №16
- •Вариант №17
- •Вариант №18
- •Вариант №19
- •Вариант №20
Степень окисления. Окисление и восстановление
Степенью окисления элемента называется условный заряд, который возник бы на атоме, если бы обобществленные пары электронов полностью перешли к более электроотрицательному атому.
Для вычисления степени окисления элемента в соединении следует исходить из следующих положений:
1) степень окисления элемента в простых веществах принимается равной нулю;
2) алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав молекулы, равна нулю;
3) постоянную степень окисления в соединениях имеют элементы, указанные в таблице:
Элемент |
Степень окисления |
Н |
+1 В гидридах металлов: −1 (СаН2) |
О |
−2 В пероксидах: −1 (Н2О2) |
Щелочные металлы: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, |
+1 |
Щелочноземельные металлы: Ca, Sr, Ba, Ra |
+2 |
Mg, Be, Zn, Cd |
+2 |
Al, Ga |
+3 |
Пример 1. Вычислить степени окисления марганца в KMnO4 и хрома в Nа2Сr2О7.
Решение.
Окислительно-восстановительными называются реакции, в результате которых изменяется степень окисления одного или нескольких участвующих в реакции элементов.
Окислителями называются вещества, атомы, молекулы или ионы которых способны присоединять электроны. Окислитель, присоединяя электроны, восстанавливается.
Восстановителями называются вещества, атомы, молекулы или ионы которых способны отдавать электроны. Восстановитель, отдавая электроны, окисляется.
Пример 2. Определить восстановитель и окислитель в реакции взаимодействия алюминия и кислорода.
Р
2 0 0
4Al + 3O2 = 2Al2O3
Алюминий отдает электроны, повышает степень окисления от 0 до +3 (окисляется) и является восстановителем. Кислород присое-диняет электроны, понижает степень окисления от 0 до 2 (восста-навливается) и является окислителем.
Таким образом, процесс окисления заключается в отдаче электронов, восстановления в присоединении электронов. Оба процесса (полуреакции) окисления и восстановления протекают одновременно. При этом общее число электронов, отданных восста-новителем, равно общему числу электронов, принятых окислителем.
Окислители и восстановители
I. Окислители.
1) типичные неметаллы: F2, Cl2, Вr2, I2, О2;
2) кислородсодержащие кислоты и их соли, образованные метал-лами с максимальной или высокой степенью окисления: КMnО4, К2СrО4, К2Сr2О7; концентрированная H2SО4; НNO3 и нитраты, кисло-родсодержащие кислоты галогенов (НClО, НClО3, НClО4, НВrО3, НIO3) и их соли;
3) ионы водорода (Н) в растворах кислот при их взаимодействии с металлами, стоящими в ряду напряжений металлов до водорода;
4) ионы металлов, находящихся в высшей степени окисления (Cu2+, Hg2+, Fe3+, Sn4+ и др.).
II. Восстановители.
1) простые вещества:
а) активные металлы (щелочные и щелочноземельные металлы, цинк, алюминий, железо и др.),
б) неметаллы (Н2, С, Р, Si и др.);
2) бескислородные кислоты: HCl, HBr, HI, H2S и их соли (восста-новительные функции выполняют анионы);
3) анионы водорода (Н) в гидридах щелочных и щелочно-земельных металлов;
4) ионы металлов в низшей степени окисления: Sn2+, Fe2+, Cu+, Hg22+ и др.
У
1 0
5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O + 5O2
В
2 1
5H2O2 + I2 = 2HIO3 + 4H2O
Здесь H2O2 – окислитель.