- •Неорганическая химия способы выражения состава растворов
- •Задачи для самостоятельного решения
- •1 Следствие
- •2 Следствие
- •Задачи для самостоятельного решения
- •Растворы сильных электролитов
- •Задачи для самостоятельного решения
- •Растворы слабых электролитов
- •Задачи для самостоятельного решения
- •Буферные растворы
- •Кривые титрования
- •Произведение растворимости
- •Задачи для самостоятельного решения
- •Окислительно-восстановительные реакции
- •Окислители и восстановители
- •Окислители.
- •Окислительно-восстановительные свойства сложных веществ
- •Влияние среды реакции.
- •Влияние среды на состав продуктов реакции
- •Влияние концентрации на состав продуктов реакции
- •Водород в реакциях с азотной кислотой практически не выделяется! Реакции серной кислоты
- •Реакции самоокисления-самовосстановления
- •Химическая связь.
- •Ковалентная связь
- •Метод валентных связей
- •Валентность
- •Гибридизация атомных орбиталей и геометрия молекул
- •Метод молекулярных орбиталей
- •Энергия связи
- •При переходе от одинарной связи двойной и тройной (между одними и теми же атомами) энергия связи возрастает, однако связь укрепляется непропорцианально увеличению её кратности.
- •Б)что длина связи уменьшается с возрастанием порядка или кратности связи, а прочность увеличивается с уменьшением длины связи.
- •Окислительно-восстановительные процессы.
- •Комплексные соединения
- •Задачи для самостоятельного решения
- •Вопросы и задачи для самостоятельного решения
- •4. Изобразите геометрическую форму ионов: ClO-, ClO3-, ClO4-.
Окислительно-восстановительные реакции
Химические реакции можно подразделить на 2 основных типа. К первому типу относятся реакции, протекающие без изменения степени окисления (реакции обмена, некоторые реакции соединения и разложения). Движущей силой таких процессов является образование продуктов с более прочными связями. В качестве примера можно привести следующие реакции:
K2O + H2O = 2KOH 3SO3 + Al2O3 = Al2(SO4)3 NH4Cl = NH3 +HCl.
Реакции второго типа протекают с изменением степеней окисления элементов. К ним относятся все реакции с участием простых веществ, многие природные, лабораторные, промышленные, органические, биохимические и многие другие. Примеры:
0 0 +2 -1 0 +2 0 +2 -2 +1 0 -3 +1
Ca + Cl2 = CaCl2 Zn + CuSO4 = Cu +ZnSO4 C2H4 +H2= C2H6.
Очевидно, имеет смысл подробнее остановиться на самом понятии степень окисления. В настоящее время степень окисления определяется как условный заряд, возникающий на атомах в сложных соединениях, как результат приема или отдачи определенного числа электронов в соответствии со значениями электроотрицательностей взаимодействующих атомов. Иными словами, условно предполагается, что связи на 100% ионные. При таком подходе конкретные значения степеней окисления могут быть положительными, отрицательными, нулевыми (углерод в метанале СН2О) и даже дробными (для Fe3O4, в котором степень окисления железа равна +8/3, а также во многих органических веществах). Существуют определенные правила, по которым находится степень окисления.
Степень окисления атомов в простом веществе равна 0.
Степень окисления атомов в простых ионах (Br -,Cl-,S2- и т.д.) равна заряду этого иона.
Степень окисления водорода в не ионных соединениях равна +1(а также --1 в соединениях с бором и кремнием и активными металлами).
Степень окисления кислорода практически всегда равна –2. В пероксидах типа Н2О2 степень окисления кислорода составит -1, в соединениях со фтором: O2F2 и ОF2, соответственно +1 и +2). Степень окисления фтора в соединениях всегда равна –1.
Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в нейтральной молекуле или формульной единице равна 0, а в ионе – заряду этого иона.
Степень окисления представляет собой величину в заметной степени формальную, не отражающую количественные характеристики реального процесса. Например, в молекуле HCl реальные частичные заряды на атомах водорода и хлора равны +0,18 и --0,18, соответственно, а не +1 и --1, как следует из определения степени окисления.
Существуют два фактора, из-за которых меняется степень окисления. Это или переход электронов (полный или частичный) от одного участника процесса к другому, или перераспределение электронной плотности между атомами реагентов в соответствии с конкретным механизмом реакции. При дальнейшем рассмотрении, в целях упрощения, будет рассматриваться изменение степени окисления, как результат перехода электронов.