Билет №12.1

Электролиз растворов и расплавов солей (на примере хлорида натрия).

Электролизом называются реакции в растворах или расплавах

электролитов, происходящие под действием электрического тока.

В расплавах или растворах происходит диссоциация электролита. Катионы

смещаются к катоду, анионы — к аноду.

Электролиз расплавов. На катоде происходит восстановление катионов, на

аноде — окисление анионов.

Электролиз расплава хлорида натрия. На катоде восстанавливаются

катионы Na+ и выделяется металлический натрий, на аноде окисляются хлорид-

ионы и выделяется хлор:

Электролиз водных растворов. В процессах на катоде и аноде могут

участвовать не только ионы электролита, но и молекулы воды.

Будут ли на катоде восстанавливаться катионы металла или молекулы

воды, зависит от положения металла в ряду напряжений металлов.

Если металл находится в ряду напряжений правее водорода, на катоде

восстанавливаются катионы металла; если металл находится в ряду напряжений

левее водорода, на катоде восстанавливаются молекулы воды и выделяется

водород. Наконец, в случае катионов металлов от цинка до свинца может

происходить либо выделение металла, либо выделение водорода, в зависимости

от концентрации раствора и других условий.

На аноде также может происходить либо окисление анионов электролита,

либо окисление молекул воды. При электролизе солей бескислородных кислот

или самих кислот на аноде окисляются анионы (кроме F–.) В случае

кислородсодержащих кислот на аноде окисляются молекулы воды и выделяется

кислород.

Электролиз раствора хлорида натрия. На катоде восстанавливаются

молекулы воды и выделяется водород, а на аноде окисляются хлорид-ионы и

выделяется хлор:

Электролиз раствора нитрата серебра. На катоде восстанавливаются

катионы Ag+ и выделяется серебро, на аноде окисляются молекулы воды и

выделяется кислород:

Применение. Электролиз расплавов используют для получения фтора,

активных металлов (натрий, калий, магний, кальций, алюминий). Электролиз

растворов используют для получения хлора, щелочей, очистки металлов

(электрорафинирование).

Билет №13.1

Валентность и степень окисления химических элементов

Современные представления о природе химической связи основаны на электронной теории валентности. Согласно этой теории, атомы, образуя химические связи, стремятся к достижению наиболее устойчивой электронной конфигурации (имеет наименьшую энергию).

Электроны, принимающие участие в образовании химической связи, называются валентными. Валентность атома определяется числом его неспаренных электронов, участвующих в образовании химических связей с другими атомами, а также числом обобществленных электронных пар в ковалентных соединениях. Валентность всегда выражается небольшими целыми числами.

Различают атомы элементов, имеющих постоянную валентность: H, Na, Ca, Al и др., и атомы элементов, проявляющих переменную валентность: C, S, Cl, Cu и т.д. Переменная валентность связана с возможностью распаривания и спаривания электронов (обычно в пределах одного энергетического уровня). Энергия, затраченная на распаривание электронов в пределах одного энергетического уровня, как правило, полностью компенсируется энергией, выделяющейся при образовании дополнительных химических связей.

Но в соединении электроны, образующие химическую связь, смещены к наиболее электроотрицательному атому, и, следовательно, он приобретает определенный отрицательный заряд. В соответствии с этим определением введено понятие степени окисления; оно облегчает установление формул соединений элементов, существующих в нескольких валентных состояниях и полезно при составлении уравнений окислительно – восстановительных реакций.

Степенью окисления называется формальный заряд атома в молекуле, вычисленный исходя из предположения, что все связи атомов в молекуле ионные. Понятие степени окисления имеет чисто условный характер и не отвечает реальному распределению зарядов между атомами в молекуле. В органической химии понятие степени окисления обычно не используется.

Для вычисления степени окисления элемента в соединении следует исходить из следующих положений:

1) степени окисления элементов в простых веществах принимаются равными нулю;

2) алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в соединении (с учетом числа атомов), равна нулю;

3) постоянная степень окисления в соединениях проявляют щелочные металлы (+1), металлы главной подгруппы II группы, цинк (+2), алюминий (+3) и кадмий (+2);

4) водород проявляет степень окисления +1 во всех соединениях, кроме гидридов металлов NaH, CaH₂ и т.п., где его степень окисления равна -1;

5) степень окисления кислорода в соединениях равна -2, за исключением пероксидов (-1) и фторида кислорода OF₂ (+2).