Всего на сайте:
123 тыс. 319 статей

Главная | Химия

Степень окисления конкретного элемента в веществе  Просмотрен 231

  1. Тема 3.. 1.25. Моль n «ню» или n «эн» - количество вещества, которое содержит А..
  2. Современные представления о строении атома формулируются в соответствии с принципом наименьшей энергии, правило Клечковского, принципом Паули и правилом Гунда.
  3. Кислот и оснований
  4. Окислительно-восстановительные индикаторы (обратимые и необратимые), интервал изменения окраски индикатора
  5. Задачи для самостоятельного решения. Теория электролитической диссоциации.
  6. В настоящее время при работе российских НПЗ по схеме процессинга доля покупной энер­гии от энергосистем у предприятий ...
  7. Механизм действия
  8. Ионная связь предельный случай ковалентно-полярной связи. Свойства ионной связи. Основные виды кристаллических решеток для соединения с ионной связью.
  9. Химических производств
  10. Атом, элемент, молекула, простые и сложные вещества. Закон сохранения массы и энергии, закон постоянства состава, закон эквивалентов, закон Авогадро и следствия из него.
  11. Бета-адренорецепторы
  12. Анализ сухой соли. Качественное определение катионов и анионов (занятие 2).

Тема 1

1. 1. Атом – электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательных электронов; наименьшая химически неделимая частица, входящая в состав простых и сложных веществ.

1. 2. Молекула – наименьшая частица данного вещества, обладающая его химическими свойствами; наименьшая электронейтральная замкнутая совокупность атомов, образующих определенную структуру с помощью химических связей.

1.3. Валентность (ковалентность) В – число электронных пар, связывающих данный атом с другими атомами в конкретном соединении. Имеет смысл только для соединений, в которых все химические связи являются двухцентровыми, т.е. каждая связь осуществляется парой электронов, находящейся между двумя атомами в молекуле. В большинстве соединений определяют не валентность, универсальную С.О.

1.4. Степень окисления С.О.– заряд, который приобрел бы атом, если бы все химические связи были чисто ионными, т.е. если бы все электронные пары были сдвинуты в сторону более электроотрицательного элемента. Для молекул, состоящих из одинаковых атомов, равна нулю. Степень окисления в ряде случаев не совпадает с валентностью. Например, в органических соединениях углерод всегда четырёхвалентен, а степень окисления атома углерода в соединениях метана CH4, метилового спирта CH3OH, формальдегида HCOH, муравьиной кислоты HCOOH и диоксида углерода CO2, соответственно, равна −4, −2, 0, +2 и +4. Может быть дробная, например в азиде NH3 – у атома азота С.О. -1/3

Степень окисления конкретного элемента в веществе

0 в простых веществах: H20, О30, S80.

+1 для Н (в гидридах щелочных мет.- I) и щелочных мет.; H+2O, H+2SO4, Na+H-.

+2 – для щелочноземельных мет. и Zn: Ca+2(OH)2, Zn+2 О.

+3 – для В, Аl: (Al+3(OH)3.

-2 – для атомов кислорода (в перекисях -I): H+2O-2; H+2O2-;

переменная для др. элементов, рассчитывается исходя из электронейтральности молекулы, например, в молекуле серной кислоты H2SO4 С.О. атома водорода +1; атома кислорода -2, электронейтральность обеспечивается при С.О. атома серы +6.

Степень окисления в ряде случаев не совпадает с валентностью. Например, в органических соединениях углерод всегда четырёхвалентен, а степень окисления атома углерода в соединениях метана CH4, метилового спирта CH3OH, формальдегида HCOH, муравьиной кислоты HCOOH и диоксида углерода CO2, соответственно, равна −4, −2, 0, +2 и +4.

1.5. Химический элемент – несколько атомов, с одинаковым зарядом ядра, все изотопы. Например, Н – атом водорода, состоит из элементов протия 11Н, дейтерия12Н и трития 13Н, которые весят 1, 2 и 3, соответственно а.е.м. Радиоактивные элементы подвергаются ядерным реакциям. 1.6. Эмпирические формулы показывают сколько каких атомов содержится в молекуле: Оксид углерода(IV) CO2. 1.7. Структурные формулы дополнительно показывают валентность каждого атома (число электронных пар, т.е. связей черточками или парами точек): О=С=О или О : С : О.

1.8. Простые вещества состоят из одинаковых атомов: H2- водород О2, - кислород, О3- озон, N2 - азот, Cl2 - хлор, S - сера, S8 – газообразная сера C - углерод, C60 - фуллерен.

1.9. Cложныенеорганические вещества (соединения) состоят из нескольких различных атомов: 1) оксиды (H2O, CaO, CO2, P2O5 (P4O10) и др.) бывают: не образующие гидроксидов (не кислотообразующие, например СО, NO), кислотные, основные, амфотерные

2) гидроксиды: основания (Na(OH), Ca(OH)2 и др.); кислородосодержащие кислоты (HNO3, H2SO4, H3PO4 и др.); амфотерные гидроксиды (Al(OH)3, Fe(OH)3 и др.); 3) безкислородные кислоты (HCl, HCN и др.); 4) соли (NaCl, KNO3, Fe2(SO4)3, LiBr и др.), кристаллогидраты солей: (CuSO4·5H2O и др.) 5) комплексные соединения: (K3[Fe(CN)6] и др.)

1.10. Класс органических соединений. Химические соединения делят на классы: неорганические и органические. Органические соединения, органические вещества — класс химических соединений, в состав которых входит углерод (за исключением карбидов, угольной кислоты, карбонатов, оксидов углерода и цианидов).

1.11. Кислотные оксиды (ангидриды) – оксиды, растворяющиеся только в щелочах, с образованием соли и воды. Образуются типичными неметаллами и некоторыми переходными элементами. Элементы в кислотных оксидах обычно проявляют валентность от IV до VII. Оксид углерода(IV) CO2;Оксид серы(IV) SO2; Оксид серы(VI) SO3; Оксид кремния(IV) SiO2; Оксид фосфора(V) P2O5; Оксид хрома(VI) CrO3; Оксид марганца(VII) Mn2O7; Оксид хлора (VII) Cl2O7

1.12. Основны́е оксиды – оксиды, которым соответствуют основания. К ним относятся: оксиды металлов главной подгруппы первой группы (щелочные металлы) Li — Fr; оксиды металлов главной подгруппы второй группы (щелочноземельные металлы) Be — Ra, оксиды переходных металлов в низших степенях окисления. Металлы в основных оксидах обычно проявляют степень окисления +1 и +2. Основные оксиды наиболее активных металлов (щелочных и щелочноземельных, начиная с оксида кальция) при взаимодействии с водой (реакция гидратации) образуют соответствующие им гидроксиды (основания). Например, при растворении оксида кальция (негашёной извести) в воде образуется гидроксид кальция – сильное основание: СаO + H2O → Са(OH)2. Оксид лития Li2O; Оксид натрия Na2O; Оксид калия K2O; Оксид серебра Ag2O; Оксид магния MgO; Оксид кальция CaO; Оксид стронция SrO; Оксид бария BaO; Оксид ртути HgO; Оксид марганца MnO; Оксид хрома CrO; Оксид цезия Cs2O; Оксид рубидия Rb2O; Оксид меди CuO, Оксид железа(II) FeO.

1.13. Амфотерные оксиды — солеобразующие оксиды, проявляющие в зависимости от условий либо осно́вные, либо кислотные свойства (то есть проявляющие амфотерность). Образуются переходными металлами. Металлы в амфотерных оксидах обычно проявляют валентность II, III, IV. Оксид цинка ZnO, Оксид хрома(III) Cr2O3, Оксид алюминия Al2O3, Оксид олова(II) SnO, Оксид олова(IV) SnO2, Оксид свинца(II) PbO, Оксид свинца(IV) PbO2, Оксид титана(IV) TiO2, Оксид марганца(IV) MnO2, Оксид железа(III) Fe2O3, Оксид бериллия BeO. ZnO + H2SO4 → ZnSO4 + H2O; ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2O; Al2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Al(OH)4]

Кисло́ты — сложные вещества, в состав которых обычно входят атомы водорода, способные замещаться на атомы металлов, и кислотный остаток. Водные растворы кислот имеют кислый вкус, обладают раздражающим действием, способны менять окраску индикаторов, в частности лакмуса на красный. H2CO3 – неустойчивая, H2S – летучая кислота.

Формула кислоты Название кислоты Название солеи Формула кислоты Название кислоты Название солеи
Н2ZnО2 Цинковая Цинкаты НРО3 (Мета- )фосфорная (Мета-) фосфаты
Н3АlО3 Алюминиевая Алюминаты Н3АsО4 Мышьяковая Арсенаты
НАlО2 Метаалюминиевая метаалюминаты Н3АsО3 Мышьяковистая Арсениты
Н3ВО3 (Орто)- борная (Орто-)бораты H2SO3 Сернистая Сульфиты
Н2В4О7 Тетраборная Тетрабораты H2SO4 Серная Сульфаты
Н2СО3 Угольная Карбонаты H2S Сероводород Сульфиды
НСООН Муравьиная Формиаты H2СrO4 Хромовая Хроматы
Н2С2О4 Щавелевая Оксалаты H2Сr2O7 Двухромовая Дихроматы
СН3СООН Уксусная Ацетаты HMnO4 Марганцовая Перманганаты
HCN Циановодород Цианиды H2МnO4 Марганцовистая Манганаты
HCNS Родановодород Роданиды НСl Хлороводород Хлориды
H2SiO3 Кремниевая Силикаты НСlO Хлорноватистая Гипохлориты
HNO2 Азотистая Нитриты HCIO2 Хлористая Хлориты
HNO3 Азотная Нитраты НСlO3 Хлорноватая Хлораты
Н3РО4 (Орто- )фосфорная (Орто-) фосфаты НС1O4 Хлорная Перхлораты
        

1.15. Основания (осно́вные гидрокси́ды) — сложные вещества, которые состоят из атомов металла или иона аммония и гидроксогруппы (-OH). В водном растворе диссоциируют с образованием катионов и анионов ОН. Название основания обычно состоит из двух слов: «гидроксид металла/аммония». Хорошо растворимые в воде основания называются щелочами. 1.16. Со́ли — класс химических соединений, состоящих из катионов и анионов. В роли катионов в солях могут выступать катионы металлов, ониевые катионы (катионов аммония , фосфония , гидроксония и их органические производные), комплексные катионы и т.д., в качестве анионов — анионы кислотного остатка различных кислот, включая комплексные анионы и т.п.

1.17. Комплексное соединение — химическое вещество, в состав которого входят комплексные частицы. Комплексная частица — сложная частица, способная к самостоятельному существованию в кристалле или растворе, образованная из других, более простых частиц, также способных к самостоятельному существованию. [(Zn(NH3)4)]Cl2 — хлорид тетраамминцинка(II), [Co(NH3)6]Cl2 — хлорид гексаамминкобальта(II), K2[BeF4] — тетрафторобериллат(II) калия,Li[AlH4] — тетрагидридоалюминат(III) лития, K3[Fe(CN)6] — гексацианоферрат(III) калия, [Ni(CO)4] — тетракарбонилникель, [Pt(NH3)2Cl2] — дихлородиамминплатина(II).

 

Тема 2

1.18. Хими́ческая реа́кция — превращение одного или нескольких исходных веществ (реагентов) в отличающиеся от них по химическому составу или строению вещества (продукты реакции). В отличие от ядерных реакций, при химических реакциях ядра атомов не меняются, в частности не изменяется изотопный состав химических элементов, при этом происходит перераспределение электронов и ядер и образуются новые химические вещества. 1.19. Различают типы реакций: - окислительно-восстановительные реакции ОВР и не ОВР;

- реакции присоединения (ассоциации, агрегации) АВ + С → АВС, разложения (отщепления) АВС → АВ + С, обмена и замещения (число частиц в правой и левой части одинаково) В + С → АС + В, перегруппировки АВС → АСВ;

- нейтрализации, необратимые – реакции, протекающие только в одном направлении до полного израсходования одного из реагирующих веществ; обратимые – процессы, в которых одновременно протекают две взаимно противоположные реакции – прямая и обратная; экзотермические – проходящие с выделением тепла, эндотермические – с поглощением тепла;

- реакции комплексообразования (переноса электронных пар):

Fe+3€€€€€€ + 6 : СN- ® [ Fe (СN)6]

кислота (по-Льюису)

акцептор основание (по-Льюису)

комплексообразователь донор (лиганд)

- простые – реакции протекающие в одну стадию, сложные – реакции протекающие в несколько стадий, каждая из которых является простой. Скорость сложной реакции определяется скоростью наиболее медленной лимитирующей стадии;

- гомогенные – реакции характеризующиеся отсутствием поверхности разделе между реагентами, поэтому их взаимодействие протекает по всему объёму, гетерогенные – реакции, характеризующиеся наличием поверхности раздела, где и протекает взаимодействие и другие типы.

1.20. Окислительно-восстановительные реакции, в которых атомы одного элемента (окислителя) восстанавливаются, то есть понижают свою степень окисления, а атомы другого элемента (восстановителя) окисляются, то есть повышают свою степень окисления. Частным случаем окислительно-восстановительных реакций являются реакции диспропорционирования, в которых окислителем и восстановителем являются атомы одного и того же элемента, находящиеся в разных степенях окисления.

Окислитель принимает электроны + е (происходит реакция восстановления); КМn+7O4→ Mn+4O2 (степень окисления понижается).

Восстановитель отдаёт электроны – е (реакция окисление); Na2S2- → S0 (степень окисления повышается).

Пример окислительно-восстановительной реакции— горение водорода (восстановитель) в кислороде (окислитель) с образованием воды:2H2 + O2 = 2H2O. Пример реакции диспропорционирования — реакция разложения нитрата аммония при нагревании. Окислителем в данном случае выступает азот (+5) нитрогруппы, а восстановителем — азот (-3) катиона аммония: NH4NO3 = N2O + 2H2O (до 250 °C).

1.21. Реакции нейтрализации – взаимодействие между веществами кислого и основного характера, с образованием нейтральных веществ (соли, воды): Na2O + CO2 → Na2CO3; ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2O.

1.22. Ионнообменная реакция - обмен ионами между веществами, с образованием осадка (смотреть таблицу растворимости), газа, или слабого электролита (например, воды): Молекулярное уравнение Zn(OH)2 + Na2S → NaOH + Zn S↓

Полное ионное уравнение Zn+2 +2OH- + Na+ + S-2Na++ OH- + Zn S↓ Краткое ионное уравнение Zn+2 + S-2 → Zn S↓

1.23. Электрохимическая реакция – ОВР в электрическом поле, создаваемом электродами с выделением на электродах веществ. Электроды — проводники, соединённые с полюсами источника электрической энергии. Анодом при электролизе называется положительный электрод, катодом — отрицательный. Положительные ионы — катионы — ионы металлов, водородные ионы, ионы аммония и др.) — движутся к катоду, отрицательные ионы — анионы — (ионы кислотных остатков и гидроксильной группы) — движутся к аноду. 1.24. Основные закономерности электрохимического процесса: 1. Восстанавливаются на катоде металлы, стоящие в Электрохимическом ряду активности http://ru.wikipedia.org/wiki/ (ряд напряжений, стандартных электродных потенциалов) металлов до Тi: только из расплавов. Для менее активных металлов от Тi (включительно) до Pb- конкурирующие реакции, выделение водорода, и выделение металла в чистом виде одновременно. Не активные металлы, стоящие правее водорода легко разряжаются и восстанавливается только металл. 2. На аноде легко окисляются OH, Cl, Br, I, S2−. Тяжело окисляются (только из расплавов) PO43−, CO32−, SO42−, NO3, NO2, ClO4, F. В водном растворе с этими анионами электролизу подвергается вода с выделением кислорода.

Li→Rb→K→Ba→Sr→Ca→Na→Mg→Al→Тi→Mn→Zn→Cr→Fe→Cd→Co→Ni→Sn→Pb→H→Sb→Bi→Cu→Hg→Ag→Pd→Pt→Au

Li→Rb→K→Ba→Sr→Ca→Na→Mg→Al→Тi→Mn→Zn→Cr→Fe→Cd→Co→Ni→Sn→Pb→H→Sb→Bi→Cu→Hg→Ag→Pd→Pt→Au

Раствор соли активного металла и бескислородной кислоты NaCl ↔ Na++ Cl. K"катод"(-): 2H2O + 2e = H2+ 2OH A"анод"(+): Cl — 1e = Cl0; Cl0+Cl0=Cl2 Вывод: 2NaCl + 2H2O(электролиз) → H2+ Cl2+2NaOH   Раствор соли менее активного металла и бескислородной кислоты ZnCl2↔ Zn2++ 2Cl. K"катод"(-):Zn2++ 2e = Zn0 A"анод"(+): 2Cl — 2e = 2Cl0 Вывод: ZnCl2(электролиз) → Zn + Cl2   Раствор соли активного металла и кислородсодержащей кислоты Na2SO4↔2Na++SO42− K"катод"(-)2H2O + 2e = H2+ 2OH A"анод"(+): 2H2O — 4e = O2+ 4H+ Вывод: 2H2O (электролиз) → 2H2+ O2 Расплав соли активного металла и бескислородной кислоты NaCl ↔ Na+ + Cl K"катод"(-): Na+ + 1e = Na0 A"анод"(+): Cl — 1e = Cl0; Cl0+Cl0=Cl2 Вывод: 2NaCl → (электролиз) 2Na + Cl2 Расплавгидроксида: активный металл и гидроксид-ион NaOH ↔ Na+ + OH K"катод"(-): Na+ +1e =Na0 A"анод"(+): 4OH −4e =2H2O + O2 Вывод: 4NaOH → (электролиз) 4Na + 2H2O + O2 Расплав соли активного металла и кислородосодержащей кислотыNa2SO4↔2Na++SO42− K"катод"(-): 2Na+ +2e =2Na0 A"анод"(+): 2SO42− −4e =2SO3+O2 Вывод: 2Na2SO4 → (электролиз) 4Na + 2SO3 + O2

ЕДС гальванического элемента ΔE = Eкатода - Eанода; E = E0 + [RT/(z*F)]*ln[C], где E0 – стандартный электродный потенциал, R = 8,31 Дж моль К, z – число электронов ОВР; F = 96485,34 Кл∙моль-1 С – молярная концентрация, http://www.xumuk.ru/galvanopara/

Предыдущая статья:Составление таблицы умножения и деления с числом 6 Следующая статья:Тема 3.. 1.25. Моль n «ню» или n «эн» - количество вещества, которое содержит А..
page speed (0.0585 sec, direct)