Химическая термодинамика и кинетика. Химическая связь. Растворы

Пример:

хлорноватистая кислота;

2 хлористая кислота;

хлорноватая кислота;

хлорная кислота.

Т. е. все оксиды неметаллов обладают кислотным характером и растворимы в воде (исключение SiO2).Пример: ; n = 1,2,3,4; VA; p элемент.

As: 1s22s2p63s2p6d104s2p3

As As*

As-3: 1s22s2p63s2p6d104s2p6;

As + 3з > As-3; As-3H3 арсин.

As 3з > As+3; As+3: 1s22s2p63s2p6d104s2;

As2O3 оксид мышьяка (Ш), амфотерный характер.

As2O3 + H2O = 2HAsO2

мышьяковистая кислота. Соли мышьяковистой кислоты NaAsO2 арсениты.

As 5з > As+5; As2O5

кислотный оксид;

As2O5 + H2O = 2HAsO3

 мышьяковая кислота.

Соли мышьяковой кислоты, NaAsO3 арсенаты.

Существуют следующие р элементы - металлы:

IIIA: Al (амф.), In, Tl (типичные металлы).

IVA: Ge, Sn, Pb ( типичные амфотерные элементы), могут проявлять степень окисления +2, +4, могут проявлять отрицательную степень окисления: .

VA: Sb (амф.).

VIA: Po (амф.).

Рассмотрим соединения олова:

: 1s22s2p63s2p6d104s2p6d105s2p2; n = 1,2,3,4,5; IVA; p элемент.

Sn+2: 1s22s2p63s2p6d104s2p6d105s2;

Sn+4: 1s22s2p63s2p6d104s2p6d104s2p6d10.

Оксид олова (II) SnO - амфотерный

Оксид олова (IV) - SnO2 - амфотерный

 NaOH Na2SnO3 станнат натрия

H4SnO4; H2SnO3 - оловянная кислота, орто- и мета-форма.

3) d элементы это элементы, у которых происходит заполнение электронами предвнешнего d подуровня. Они составляют побочные подгруппы. У d элементов на внешнем уровне 1- 2 электрона (искл. Pd 0 электронов). Валентными являются электроны внешнего уровня и предвнешнего d подуровня. Все d элементы металлы, проявляют только положительную степень окисления. Характер оксидов и гидрооксидов зависит от степени окисления элементов. Низшая положительная степень окисления как правило +2, (искл. Ag, Au, Cu, степень окисления этих элементов +1), характер оксидов и гидрооксидов - основной. Промежуточная степень окисления равна +3, +4, характер оксидов и гидрооксидов - амфотерный. Высшая положительная степень окисления равна номеру группы (искл. Ag, Au, Cu степень окисления +3), характер оксидов и гидрооксидов - кислотный.

Рассмотрим пример типичного d элемента, Mn (марганец).

: 1s22s2p63s2p6d54s2; n = 1,2,3,4; VII B.

Mn2+: MnO основной оксид, Mn(OH)2 - основной гидроксид.

Mn4+: MnO2 - амфотерный оксид,

Mn(OH)4 амфотерный гидрооксид,

H2MnO3 марганцеватистая кислота. Соли марганцеватистой кислоты: Mg2MnO3 манганиты.

Мn6+; MnO3 кислотный оксид, H2MnO4 марганцовистая кислота. Соли марганцовистой кислоты: K2MnO4 манганаты.

Mn7+; Mn2O7 кислотный оксид, HMnO4 марганцевая кислота. Соли марганцевой кислоты: KMnO4 перманганаты.

f элементы. К ним относятся лантаноиды и актиноиды. В них происходит достраивание предпредвнешнего f- подуровня.

La: // // // 5d16s2

Ac: // // // 6d17s2

: 1s22s2p63s2p6d104s2p6d10f15s2p6d16s2

Лантаноиды и актиноиды похожи на типичные d элементы.

3.6 Периодический закон и периодическая система элементов

Свойства элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра их атомов.

1. Радиусы атомов. В пределах периода с увеличением порядкового номера элемента, размеры атомов уменьшаются, т. к. увеличивается положительный заряд ядра, а количество энергетических уровней остаётся постоянным. Чем больше заряд ядра, тем сильнее электроны притягиваются к ядру, поэтому радиус атома уменьшается.

В пределах группы, с увеличением порядкового номера, размеры атомов возрастают, т. к. несмотря на увеличение заряда ядра, увеличивается количество энергетических уровней и ослабляется притяжение электронов к ядру.

Радиусы ионов, по сравнению с радиусами атомов могут увеличиваться или уменьшаться, в зависимости от того, принимает атом электрон, или отдаёт.

2. Энергия ионизации или Нион. это то количество энергии, которое необходимо затратить, чтобы оторвать электрон от невозбуждённого атома и удалить его за пределы взаимодействия.

Нион. > 0, причём, каждый последующий электрон отрывается труднее

Н1 < Н2 < Н3 <…< Нn

Величина Нион. характеризует способность элемента отдавать электроны, т. е. характеризует его восстановительные свойства. Чем меньше Нион., тем выше восстановительные свойства элементов. В пределах периода с уменьшением радиуса атомов энергия ионозации увеличивается, а в пределах группы с увеличением радиуса атомов энергия ионизации уменьшается.

3. Энергия сродства к электрону - это энергия, которая выделяется при присоединении электрона к невозбуждённому атому, молекуле или радикалу.

Э + е > Э, Н < 0

процесс экзотермический.

В периодах слева направо сродство к электрону увеличивается, а в пределах группы сверху вниз сродство к электрону уменьшается, т. к. увеличивается радиус атома.

Сродство к электрону характеризует окисляющие свойства элемента, т. е. чем больше сродство к электрону, тем более сильным окислителем является элемент. Самым сильным окислителем является F (фтор):.

4. Электроотрицательность. Чтобы учесть и Нион. и Нср-ва, вводят понятие электроотрицательности.

.

 Электроотрицательность (по Полингу) это способность атома, связанного в молекуле и ионе, притягивать к себе электроны, участвующие в образовании связей.

Вводится шкала электроотрицательности по Полингу:

В пределах периода электроотрицательность возрастает слева направо. А в пределах группы электроотрицательность уменьшается сверху вниз.

5. Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов.

В пределах периода, слева направо возрастают кислотные свойства оксидов и гидроксидов. Рассмотрим, например III период:

NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3

щёлочь н/р в воде основание амфотерный гидроксид

H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4

слабая кислота средней силы кислота сильная кислота очень сильная кислота

В пределах группы возрастают основные свойства оксидов и гидроксидов. Возьмём IV группу, главную подгруппу:

H2CO3 кислота;

H2SiO3 не растворимая в воде кислота;

H2GeO3 ? Ge(OH)4

 амфотерный гидроксид, с преобладанием кислотных свойств;

H2SnO3 ? Sn(OH)4

амфотерный гидроксид;

Pb(OH)4 амфотерный гидроксид, с преобладанием основных свойств.

6. Окислительно-восстановительная способность элемента. См. п. 2 и 3.

4. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ

Определение. Химической связью называют взаимодействие между атомами, приводящее к образованию молекул или ионов и прочному удерживанию атомов друг около друга.

Химическая связь имеет электронную природу, т. е. осуществляется за счёт взаимодействия валентных электронов. В зависимости от распределения валентных электронов в молекуле, различают следующие виды связей: ионная, ковалентная, донорно-акцепторная, металлическая и др.

Ионная связь.

Основные положения современной теории ионной связи:

Ионная связь образуется при взаимодействии элементов, резко отличающихся друг от друга по свойствам, т. е. между металлами и неметаллами.

Образование химической связи объясняется стремлением атомов к достижению устойчивой восьмиэлектронной внешней оболочки (s2p6).

Пример:

Na + Cl2 = NaCl2

Na: 1s22s2p63s1 Na0 1e = Na+ Na+: 1s22s2p6

Cl: 1s22s2p63s2p5 Cl0 + 1e = Cl Cl: 1s22s2p63s2p6

3.) Образовавшиеся разноимённо заряженные ионы удерживаются друг около друга за счёт электростатического притяжения.

Ионная связь не направленная.

Не существует 100%-ной ионной связи, т. е. полностью атомы не отдают свои электроны другому атому.

Пример: Fr+0,93F-0,93 93%

 FrF -> Fr+ + F-

- при растворении. Ионная связь частный случай ковалентной связи.

Ковалентная связь. Основные положения современной теории ковалентной связи.

Ковалентная связь образуется между элементами, сходными по свойствам, т. е. неметаллами.

Каждый элемент предоставляет для образования связей 1 электрон, причём спины электронов должны быть антипараллельными.

Если ковалентная связь образована атомами одного и того же элемента, то эта связь не полярная, т. е. общая электронная пара не смещена ни к одному из атомов. Если же ковалентная связь образована двумя разными атомам, то общая электронная пара смещена к наиболее электроотрицательному атому, это полярная ковалентная связь.

При образовании ковалентной связи происходит перекрывание электронных облаков взаимодействующих атомов, в результате, в пространстве между атомами возникает зона повышенной электронной плотности, притягивающая к себе положительно заряженные ядра взаимодействующих атомов, и удерживающая их друг от друга

 r расстояние между взаимодействующими векторами.

Для описания ковалентной связи используют 2 метода: метод валентных связей (ВС) и метод молекулярных орбиталей (ММО).

Основные положения метода валентных связей.

В основе метода ВС лежат следующие положения:

1. Ковалентная химическая связь образуется двумя электронами с противоположно направленными спинами, причем эта электронная пара принадлежит двум атомам. Комбинации таких двухэлектронных двухцентровых связей, отражающие электронную структуру молекулы, получили название валентных схем.

2. Ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака.

Для наглядного изображения валентных схем обычно пользуются следующим способом.

H: 1s1;

N: 1s22s2p3;

Cl: 1s22s2p63s2p5.

Число общих электронных пар, связывающих атом данного элемента с другими атомами, или, иначе говоря, число образуемых атомом ковалентных связей, называется ковалентностью по методу ВС. Так, ковалентность водорода равна 1, азота - 3.

По способу перекрывания электронных облаков, связи бывают двух видов: - связь и - связь.

- связь возникает при перекрывании двух электронных облаков по оси, соединяющей ядра атомов.

- связь образуется при перекрывании электронных облаков по обе стороны от линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов.

Основные характеристики ковалентной связи:

Длина связи, ?. Это минимальное расстояние между ядрами взаимодействующих атомов, которое соответствует наиболее устойчивому состоянию системы.

Энергия связи, Emin - это то количество энергии, которое необходимо затратить для разрыва химической связи и для удаления атомов за пределы взаимодействия.

Дипольный момент связи , q?. Дипольный момент служит количественной мерой полярности молекулы. Для неполярных молекул дипольный момент равен 0, для полярных не равен 0. Дипольный момент многоатомной молекулы равен векторной сумме диполей отдельных связей.

Рассмотрим, например, СО2:



Ковалентная связь характеризуется направленностью, валентным углом и определённой формой молекулы.

Перекрывание валентных облаков происходит только при определённом валентном угле.

1). Линейная молекула, ц = 180? H - Cl

2). Угловые молекулы, обычно трёхатомные. Пример - H2O

3). Пирамидальные молекулы, обычно 4-х атомные. Пример - NH3, PCl3.



5. Насыщаемость ковалентной связи - это число ковалентных связей, которые может образовывать атом. Оно ограничено, т.к. элемент обладает ограниченным количеством валентных электронов. Максимальное число ковалентных связей, которые может образовывать данный атом в основном или возбуждённом состоянии, называется его ковалентностью.

Пример: водород - одноковалентен, кислород - двухковалентен, азот - трёх- ковалентен и т. д.

Некоторые атомы могут повышать свою ковалентность в возбуждённом состоянии за счёт разъединения спаренных электронов.

Пример Be:

Be: 1s22s2

Be0 Be*

Ковалентность Be0 = 0, а ковалентность Be* = 2. Образуется Sp - гибридизация. Sp - гибридные облака имеют форму неправильной гантели, с валентным углом, равным 180?.



Cl Be Cl

B0: 1s22s2p1

Валентность = 1 sp2 - гибридные орбитали

Валентный угол при sp2 - гибридизации равен 120°

C: 1s22s2p2

 Образуются sp3 - гибридные орбитали. Пример: CH4, валентный угол равен 109?28//

4.1 Донорно-акцепторная связь

Донорно-акцепторная связь это особый случай ковалентной связи, отличающийся от ковалентной связи только способом образования, т.е. происхождением общей электронной пары. При образовании донорно-акцепторной связи один из атомов - донор, предоставляет свою неподеленную электронную пару для образования общей электронной пары с другим атомом, а другой атом - акцептор, у него свободная электронная орбиталь, на которую и приходит неподелённая электронная пара донора, которая становится общей.

Рассмотрим, например, образование иона аммония (NH4)+:

NH3 + HCl = NH4Cl

 По типу донорно-акцепторной связи построены различные комплексные соединения.

Комплексные соединения - это сложные молекулярные системы, имеющие в своем составе сложные комплексные ионы, способные к существованию, как в кристаллическом виде, так и в растворе.

Структура комплексных соединений по Вернеру.

Комплексные соединения состоят из внешней и внутренней сферы, внутреннюю сферу комплексного соединения составляют ион-комплексообразователь и лиганды. Комплексообразователем являются, чаще всего, d-элементы или амфотерные металлы. Лигандами являются нейтральные молекулы или отрицательно заряженные ионы. Количество лигандов определяется координационным числом комплексообразователя, которое, как правило, равно удвоенной валентности иона-комплексообразователя. Лиганды бывают монодентантными и полидентантными. Дентантность лиганда определяется числом координационных мест, которые лиганд занимает в координационной сфере комплексообразователя. Например, F- - монодентантный лиганд, S2O32- - бидентантный лиганд. Заряд внутренней сферы равен алгебраической сумме зарядов составляющих ее ионов. Если внутренняя сфера имеет отрицательный заряд - это анионный комплекс, если положительный - катионный. Катионные комплексы называют по имени иона-комплексообразователя по-русски, в анионных комплексах комплексообразователь называется по-латыни с добавлением суффикса -ат. Связь между внешней и внутренней сферами в комплексном соединении - ионная, во внутренней сфере связь между комплексообразователем и лигандами донорно-акцепторная, при этом комплексообразователь является акцептором, а лиганд - донором электронной пары.

Пример: Na2[Zn(OH)4] - тетрагидроксоцинкат натрия, анионный комплекс.

1. [Zn(OH)4]2- - внутренняя сфера

2. 2Na+ - внешняя сфера

3. Zn2+ - комплексообразователь

4. OH- - лиганды

5. координационное число - 4

6. связь между внешней и внутренней сферами ионная:

7. связь между ионом Zn2+ и гидроксильными группами - донорно-акцепторная, OH- - доноры, Zn2+ - акцептор.

Zn0: … 3d10 4s2

Zn2+: … 3d10 4s0 p0 d0

Типы комплексных соединений:

Аммино - комплексы (аммиакаты).

Лиганд: NH30 (аммино-)

Пример:

[ Cu2+(NH3)4]SO4 - сульфат тетраамминмеди (II).

Амминокомплексы получаются действием избытка аммиака на соединение, содержащее комплексообразователь.

Гидроксо - комплексы

Лиганд: OH- ( гидроксо - )

Na2[Zn(OH)4] - тетрагидроксоцинкат натрия

Получают гидроксо - комплексы действием избытка щелочи на соли амфотерных металлов.

Аква - комплексы.

Лиганд: H2O (аква -)

[Co(H2O)6]3+Cl3 - хлорид гексааквакобальта (III).

Получают аква-комплексы кристаллизацией или высаждением из водных растворов.

Ацидо - комплексы

Лиганд: анионы кислот - Cl-, F-, CN-, SO32-

K3[Fe3+(CN)6] - гексацианоферрат (III) калия.

Получают действием избытка соли, содержащей лиганд, на соль, содержащую комплексообразователь.

Метод молекулярных орбиталей.

Метод молекулярных орбиталей (ММО) позволяет объяснить ряд противоречий, которые нельзя объяснить, используя метод валентных связей.

Например, образование молекулы кислорода О2 описывается методом валентных связей как результат создания двух общих электронных пар:

Согласно такому описанию, молекула О2 не содержит неспаренных электронов. Однако магнитные свойства кислорода указывают на то, что в молекуле О2 имеются два неспаренных электрона.

Согласно методу валентных связей, все ковалентные связи осуществляются общей парой электронов. Между тем, ещё в конце прошлого века было установлено существование довольно прочного молекулярного иона водорода : энергия разрыва связи составляет здесь 2,65эВ. Однако никакой электронной пары в этом случае образовываться не может, поскольку в состав иона входит всего один электрон. Таким образом, метод валентных связей не даёт удовлетворительного объяснения существованию иона .

Основные положения ММО.

При взаимодействии двух атомных орбиталей, образуются две молекулярные орбитали. Соответственно, при взаимодействии n-атомных орбиталей, образуется n-молекулярных орбиталей.

Электроны в молекуле в равной степени принадлежат всем ядрам молекулы.

Из двух образовавшихся молекулярных орбиталей, одна обладает более низкой энергией, чем исходная, это связывающая молекулярная орбиталь, другая обладает более высокой энергией чем исходная, это разрыхляющая молекулярная орбиталь.

В ММО используют энергетические диаграммы без масштаба.

При заполнении энергетических подуровней электронами, используют те же правила, что и для атомных орбиталей:

принцип минимальной энергии, т.е. в первую очередь заполняются подуровни, обладающие меньшей энергией;

принцип Паули: на каждом энергетическом подуровне не может быть больше двух электронов с антипараллельными спинами;

правило Хунда: заполнение энергетических подуровней идёт таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным.

Кратность связи. Кратность связи в ММО определяется по формуле:

когда p = 0, связь не образуется.

Пример 1. Рассмотрим образование Н2 по ММО:

p = , т. е. частица Н2 может существовать.

Пример 2 Образование иона Н2+

т. е. частица может существовать.

Пример 3. Почему не существует молекул инертных газов (на примере Не2 ).



, т. е. такая молекула не может существовать.

Пример 4. Рассмотрим молекулу азота N2.

Пример 5. Рассмотрим молекулу кислорода О2



За счёт этих двух неспаренных валентных электронов, молекула О2 - парамагнитна. p = (6-2)/2 = 2.

Пример 6. Рассмотрим образование молекулы NO.

4.2 Межмолекулярные взаимодействия

4.2.1 Водородная связь

Атом водорода, связанный с электроотрицательным атомом, способен образовывать водородную связь с электроотрицательным атомом другой молекулы.

Например, Н2О:



Водородная связь характеризуется незначительной энергией связи: Е = 10 40 кДж/моль. Однако этой энергии достаточно, чтобы вызвать ассоциацию молекул, т.е. их ассоциацию в димеры или полимеры, которые в ряде случаев существуют не только в жидком состоянии вещества, но сохраняются и при переходе его в пар.

Например, фтороводород в газовой фазе существует в виде димера.

21

Размещено на http://www.allbest.ru

Образование водородной связи влияет на физические свойства элементов. Вещества с водородной связью обладают более высокой температурой кипения. Например, у воды аномально высокая температура кипения.

H2O - жидкость

H2S - газ

H2Se - газ

H2Te - газ

В сложных органических молекулах существуют внутримолекулярные водородные связи.



орто- гидроксибензальдегид мета- гидроксибензальдегид

внутримолекулярная межмолекулярная

водородная связь водородная связь.

Кроме водородных связей к основным видам взаимодействия относятся силы взаимодействия Ван-дер-Ваальса.

Вандерваальсовы силы - взаимодействие между молекулами. Природа этих сил электростатическая.

Основные силы взаимодействия:

1). Диполь - дипольное (ориентационное) взаимодействие существует между полярными молекулами.

2). Индукционное взаимодействие осуществляется, если в веществе имеется контакт полярных и неполярных молекул. В неполярной молекуле индуцируется диполь в результате взаимодействия с полярной молекулой.

Cl+ - Cl- … Al+Cl-3

3). Дисперсионное взаимодействие - это взаимодействие неполярных молекул за счет мгновенных диполей, возникающих за счет флуктуации электронной плотности в атомах.

4.2.2 Кристаллическое состояние вещества

В газообразном состоянии молекулы вещества находятся на достаточно большом расстоянии друг от друга и занимают небольшой объем вещества. В газообразном состоянии молекулы или атомы, составляющие газ, практически не взаимодействуют между собой. Структура газообразных веществ не упорядочена.

При конденсации газообразных веществ образуются жидкие вещества. В жидком состоянии расстояние между молекулами значительно меньше, и основную часть объема вещества занимают молекулы, соприкасаясь друг с другом и притягиваясь друг к другу. Т.е. в жидком состоянии наблюдается некоторая упорядоченность частиц, соблюдается ближний порядок.

В твердом состоянии частицы настолько сближены друг с другом, что между ними возникают прочные связи, практически отсутствует движение частиц относительно друг друга. Существует высокая упорядоченность структуры. Твердые вещества могут находиться в аморфном и кристаллическом состоянии.

Аморфные вещества не имеют упорядоченной структуры, подобно жидкостям у них наблюдается только близкий порядок (стеклообразное состояние). Аморфные вещества обладают текучестью. Полимеры, смолы, аморфный кремний, аморфный селен, мелкодисперсное серебро, аморфный оксид кремния, германия, некоторые сульфаты, карбонаты находятся в аморфном состоянии. Аморфные вещества изотропны, т.е. физические свойства вещества распространяются одинаково в разные стороны, и они не имеют строго определенной точки плавления, они плавятся в каком-то интервале температур. Но подавляющее число твердых тел - кристаллические вещества.

Кристаллические вещества характеризуются дальним порядком, т.е. трехмерной периодичностью структуры по всему объему. Регулярное расположение частиц изображается в виде кристаллических решеток, в узлах которых расположены частицы, образующие твердое вещество. Соединяются они воображаемыми линиями.

Идеальные монокристаллы обладают:

- анизотропностью - т.е. в различных направлениях по объему кристалла физические свойства различны.

- определенной температурой плавления.

- кристаллические вещества характеризуются энергией кристаллической решетки, это та энергия, которую нужно затратить на то, чтобы разрушить кристаллическую решетку и удалить частицы за пределы взаимодействия.

- постоянная кристаллической решетки характеризует расстояние между частицами в кристаллической решетке, а также узлы между гранями кристаллической решетки.

- координационное число кристаллической решетки - это число частиц, непосредственно примыкающих к данной частице.

Наименьшей структурной единицей является элементарная ячейка. Имеется семь типов кристаллических решеток: кубическая, тетраэдрическая, гексагональная, ромбоэдрическая, орторомбоэдрическая, моноклинная и триклинная.

Они отличаются между собой углами между осями (, , ) и постоянными кристаллической решетки (a,b,c).

21

Размещено на http://www.allbest.ru

Существуют различные вещества, которые кристаллизуются в одинаковых кристаллических решетках - изоморфные вещества.

Пример: KAl(SO4)2 12H2O и KCr(SO4)2 12H2O

По типу частиц в узлах кристаллической решетки кристаллы бывают: молекулярные, атомно - ковалентные, ионные, металлические и смешанные.

1). Молекулярные кристаллы: в узлах находятся молекулы, между которыми существуют вандерваальсовы взаимодействия или водородная связь. Веществ с молекулярной решеткой очень мало. К ним принадлежат неметаллы, за исключением углерода и кремния, все органические соединения с неионной связью и многие неорганические вещества. Например, структура льда:

Молекулярные кристаллы обладают небольшими координационными числами. и невысокой плотностью.

2). Атомно - ковалентные кристаллы: в узлах находятся атомы, которые связаны между собой ковалентными связями.

Пример: Атомно - ковалентный кристалл - алмаз, где атомы углерода (sp3 - гибридизация) находятся в кристаллической решетке. Координационное число тоже небольшое (к.ч. = 4).

3). Ионные кристаллы: в узлах находятся ионы, которые удерживаются друг около друга за счет электростатического взаимодействия. К соединениям с ионной связью относится большинство солей и небольшое число оксидов. Ионные соединения имеют сравнительно высокие температуры плавления. В связи с тем, что ионная связь ненасыщенна и ненаправленна, ионная решетка характеризуется высокими координационными числами (6,8).

4). Существуют металлические кристаллы. Металлические решетки образуют простые вещества большинства элементов периодической системы - металлы. По прочности металлические решетки находятся между атомными и молекулярными кристаллическими решетками.

5). В природе часто встречаются смешанные кристаллы, в которых взаимодействие осуществляется как ковалентными, так и вандерваальсовыми взаимодействиями, например, графит:

В слоях ковалентная связь (sp2-гибридтзация атома углергда), между слоями - вандерваальсово взаимодействие.

Некоторые вещества могут кристаллизоваться в различные кристаллические решетки. Это явление называется полиморфизм (примером являются: углерод, алмаз и графит) или аллотропия.

5. РАСТВОРЫ

Раствором называется твердая или жидкая гомогенная система, состоящая из двух или более компонентов, относительные количества которых могут изменяться в широких пределах.

Наиболее важный вид растворов - жидкие растворы.

Всякий раствор состоит из растворенных веществ и растворителя, т.е. среды, в которой эти вещества равномерно распределены в виде молекул или ионов. Обычно растворителем считают тот компонент, который в чистом виде существует в таком же агрегатном состоянии, что и полученный раствор. Если же оба компонента до растворения находились в одинаковом агрегатном состоянии (спирт, вода), то растворителем считается компонент, находящийся в большем количестве. Отличие растворов от химических соединений состоит в том, что состав раствора может меняться в широких пределах. Кроме того, в свойствах раствора проявляются многие свойства отдельных компонентов, чего не наблюдается в случае химических соединений. Непостоянство состава приближает растворы к механическим смесям, но от последних растворы отличаются однородностью. Они занимают промежуточное положение.

Растворение кристалла в жидкости происходит следующим образом. Когда вносят кристалл в жидкость, в которой он может раствориться, от поверхности его отрываются отдельные молекулы, которые благодаря диффузии распределяются по всему объему растворителя. Отделение молекул от поверхности твердого тела объясняется их собственным колебательным движением, а также притяжением со стороны растворителя. Этот процесс должен бы продолжаться до полного растворения любого кристалла, если бы одновременно не происходил обратный процесс - кристаллизация. Перешедшие в раствор молекулы, ударяясь о поверхность еще не растворившегося вещества, притягиваются к нему и входят в состав кристаллов. Наконец, наступает момент, когда скорость растворения становится равной скорости кристаллизации, тогда устанавливается динамическое равновесие, при котором в единицу времени столько же молекул растворяется, сколько и выделяется из раствора.

Раствор, находящийся в равновесии с растворяющимся веществом, называется насыщенным раствором.

5.1 Способы выражения концентрации растворов

Концентрацией раствора называется содержание растворенного вещества в определенных массе или объеме раствора или растворителя.

Чаще всего для выражения концентрации растворов используются следующие способы.

Массовая доля - число граммов растворенного вещества в 100 г раствора.

Молярная концентрация - число моль растворенного вещества на 1 литр раствора

Эквивалентная (нормальная) концентрация - число моль эквивалентов растворенного вещества на 1 литр раствора.

Титр раствора - число граммов растворенного вещества, содержащихся в 1 мл раствора.

Все эти способы выражения концентрации связаны между собой следующим уравнением:

, где

m1 - масса растворенного вещества, г,

m2 - масса раствора, г.

M - молярная масса, г/моль,

V - объем раствора , л.

Э - молярная масса эквивалентов, г/моль,

с - плотность раствора, г/см3.

5.2 Гидраты и кристаллогидраты

Большинство веществ, находящихся в кристаллическом состоянии, растворяются в жидкостях с поглощением теплоты. Но при растворении некоторых веществ температура раствора повышается.

Изменение энтальпии при растворнии одного моля вещества называется энтальпией растворения этого вещества (ДН).

Процесс растворения сопровождается значительным возрастанием энтропии, ?S>0, т.к. в результате равномерного распределения частиц одного вещества в другом резко возрастает число макросостояний системы. Поэтому, несмотря на то, что для большинства кристаллов ?Н>0, ДG<0 из-за большого значения энтропийного фактора - и процесс растворения самопроизвольный.

При растворении кристаллов происходит их разрушение, что требует затраты энергии, поэтому растворение должно сопровождаться поглощением теплоты. Если же наблюдается обратный эффект, то это показывает, что происходит взаимодействие между растворителем и веществом, при котором выделяется энергия.

Установлено, что при растворении многих веществ их молекулы или ионы связываются с молекулами растворителя, образуя сольваты (гидраты). Этот процесс называется сольватация или гидратация. Подтверждением химизма растворения служит тот факт, что многие вещества выделяются из растворов в виде кристаллов, содержащих кристаллизационную воду. Это кристаллогидраты, а вода в них - кристаллизационная.

Процесс образования гидратов протекает с выделением теплоты. При растворении вещества, подвергающегося гидратации, общий тепловой эффект складывается из теплового эффекта разрушения кристаллической решетки твердого растворяемого вещества и теплового эффекта гидратации. Первый процесс - эндотермический, а второй - экзотермический. Общий тепловой эффект процесса, равный алгебраической сумме тепловых эффектов двух стадий, может быть больше нуля или меньше нуля.

Растворимостью называется способность вещества растворяться в том или ином растворителе. Мерой растворимости вещества при данных условиях служит содержание его в насыщенном растворе. Чаще всего растворимость - это число граммов вещества, насыщающего при данных условиях 100г растворителя (коэффициент растворимости). При этом, если в 100г воды растворяется более 10г вещества, то такое вещество принято считать хорошо растворимым, если растворяется менее 1г вещества - малорастворимым и, наконец, практически нерастворимым, если в раствор переходит менее 0,01г вещества.

Растворение сопровождается выделением или поглощением тепла, следовательно, повышая или понижая температуру можно менять растворимость, согласно принципу Ле Шателье.

При растворении твердых тел в воде объем системы изменяется незначительно, поэтому растворимость твердых веществ практически не зависит от давления.

Растворимость большинства веществ уменьшается с понижением температуры, поэтому при охлаждении горячих насыщенных растворов избыток растворенного вещества обычно выделяется. Однако, если производить охлаждение осторожно и медленно, то выделения его из раствора может не произойти. В этом случае получится раствор, содержащий значительно больше растворенного вещества, чем его требуется для насыщения при данной температуре. Такие растворы называются пересыщенными. В спокойном состоянии они могут оставаться без изменения длительное время. Но стоит только бросить в такой раствор кристаллик того вещества, которое в нем растворено, как тотчас же вокруг него начинают расти другие кристаллы и через короткое время весь избыток растворенного вещества выкристаллизовывается. Иногда кристаллизация начинается от простого сотрясения раствора. При кристаллизации выделяется значительное количество теплоты.

Следовательно, пересыщенные растворы являются неустойчивыми системами, способными к существованию только при отсутствии в системе твердых частиц растворенного вещества.

Растворение газов в воде представляет собой экзотермический процесс. Поэтому растворимость газов с повышением температуры уменьшается. Если оставить в теплом помещении стакан с холодной водой, то внутренние стенки его покроются пузырьками газа - это воздух, который был растворен в воде, выделяется из нее вследствие нагревания. Кипячением можно удалить из воды весь растворенный в ней воздух ( деаэрация). Однако растворение газов в некоторых органических жидкостях сопровождается поглощением теплоты; в подобных случаях растворимость газов с ростом температуры увеличивается. Поглощение теплоты в данном случае происходит из-за того, что энергия межмолекулярного притяжения между молекулами растворителя оказывается по модулю больше, чем энергия притяжения между молекулами газа и растворителя в растворе. Растворение происходит за счет увеличения энтропии системы, а молекулы газа, “внедряясь” между молекулами растворителя, затрачивают энергию на разрыв сил сцепления молекул жидкости между собой. Такие процессы возможны между веществами, резко отличающимися по своей природе: неполярным газом и полярной жидкостью и т.п.

При растворении газа в жидкости устанавливается равновесие:

Газ + Жидкость - Насыщенный раствор газа в жидкости

При этом объем системы существенно уменьшается. Следовательно, повышение давления должно приводить к смещению равновесия вправо, т.е. к увеличению растворимости газа.

К этому же выводу можно прийти, исходя из динамического характера равновесия между газом и его раствором в жидкости. Молекулы газа, находящиеся над жидкостью в закрытом сосуде, бомбардируют поверхность жидкости и растворяются в жидкости со скоростью, пропорциональной концентрации газ. Перешедшие в раствор молекулы в свою очередь время от времени ударяются о поверхность жидкости изнутри и вылетают наружу. По мере того как в результате растворения концентрация растворенных молекул будет увеличиваться, скорость их выделения тоже будет расти, пока, наконец, не сравняется со скоростью растворения. В результате установится состояние равновесия, т.е. жидкость станет насыщенной газом.

Если теперь увеличить давление газа, например, в 2 раза, то во столько же раз увеличится и концентрация его молекул над жидкостью, а следовательно, и скорость растворения газа. Равновесие нарушится. Чтобы при новом давлении снова установилось равновесие, концентрация растворенных молекул тоже должна увеличиться вдвое. Таким образом, приходим к выводу, который известен под названием закона Генри: масса газа, растворяющегося при постоянной температуре в данном объеме жидкости, прямо пропорциональна парциальному давлению газа.

щВ = k·p,

где щВ - массовая доля газа в насыщенном растворе; р - парциальное давление газа; k - коэффициент пропорциональности, называемый констаной Генри.

Следствие закона Генри: объем газа, растворяющегося при постоянной температуре в данном объеме жидкости, не зависит от его парциального давления.

Газы подчиняются закону Генри при не очень высоких давлениях и лишь в случае, когда они не вступают в химическое взаимодействие с растворителем. При высоких давлениях отклонения от закона Генри наблюдаются и при растворении химически не взаимодействующих с растворителем газов.

5.3 Растворы электролитов

В предыдущей лекции мы познакомились с законами, которым подчиняются разбавленные растворы. Справедливость этих законов подтверждается результатами многих экспериментов. Однако имеются вещества, растворы которых сильно отклоняются от всех рассмотренных законов. К подобным веществам относятся соли, кислоты и щелочи. Водные растворы этих веществ обладают еще одной особенностью - они проводят электрический ток. С. Аррениус (1887г.) обратил внимание на тесную связь между способностью растворов солей, кислот и оснований проводить электрический ток и отклонениями растворов этих веществ от законов Рауля и Вант-Гоффа. Аррениус предположил, что при взаимодействии растворимого вещества с растворителем происходит ионизация частиц растворяемого вещества.

Распад вещества на сольватированные ионы под действием молекул растворителя называется электролитической диссоциацией.

Вещества, которые при растворении образуют заряженные частицы, называются электролитами (это проводники электрического тока второго рода, а проводники электрического тока первого рода - металлы). Их делят на сильные и слабые электролиты.

К сильным электролитам относят: кислоты - HCl, HNO3, H2SO4, HСlO4, гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов, все растворимые в воде соли.

К слабым электролитам относятся: органические кислоты, минеральные кислоты: HCN, H2S,H3PO4 и др. плохо растворимые в воде основания и соли.

Способность к электролитической диссоциации зависит не только от самого электролита, но и от растворителя.

По закону Кулона электростатическое притяжение (F) двух разноименных зарядов (e1 и е2), расстояние между которыми r

21

Размещено на http://www.allbest.ru

 - диэлектрическая проницаемость среды - показывает во сколько раз силы взаимодействия между зарядами в данной среде меньше, чем в вакууме, т.е. чем больше диэлектрическая проницаемость среды, тем слабее взаимодействуют между собой частицы, тем вероятнее произойдет ионизация молекул.

Самой высокой диэлектрической проницаемостью обладает вода. Именно поэтому в водной среде максимально ослабляется электростатическое притяжение разноименно заряженных ионов. В растворителях с малой диэлектрической проницаемостью ионы продолжают достаточно сильно притягиваться друг к другу, оставаясь в виде ионных пар. Большая диэлектрическая проницаемость воды не является единственной причиной ее высокого ионизирующего действия. Дипольный характер молекул воды, обладающих не поделёнными электронными парами, обусловливает ее значительную способность к образованию гидратированных ионов за счет донорно-акцепторного взаимодействия, а выделяющаяся при этом энергия гидратации ионов компенсирует энергию, необходимую для преодоления сил электростатического притяжения ионов в кристаллической решетке вещества.

5.4 Сильные электролиты

Для сильных электролитов характерна полная диссоциация на ионы в растворе:

AB = A++B-.

В растворе образуются гидратированные ионы вещества. Между заряженными частицами существует электростатическое взаимодействие.

Активность иона:

 a = fc,

где a - активность иона,

c - молярная концентрация, моль/л

f - коэффициент активности, л/моль

Активность - это доля общего числа ионов, которая влияет на электрическую проводимость раствора, давление пара, температуру кристаллизации, кипения и другие свойства раствора. Активность зависит не только от концентрации одного иона, но и от концентрации других ионов, находящихся рядом. Чтобы учесть влияние других ионов, находящихся рядом, вводят понятие ионная сила растворов ().

21

Размещено на http://www.allbest.ru

где Cm - моляльные концентрации ионов (это количество молей растворенного вещества в одном литре растворителя), Z - заряд иона.

Пример: Вычислить ионную силу 0,01М раствора Ca(NO3)2 , к 1л которого добавили 0,05моль NaCl .

Ca(NO3)2 Ca2+ + 2NO3-; 0,01 0,02

NaCl Na+ + Cl- 0,05 0,05

[Ca2+] = 0,01; [NO-3] = 0,02; [Na+] = 0,05; [Cl-] = 0,05

= 1/2(0,0122 + 0,0212 +0,0512 + 0,0512) = 0,08

При одной и той же ионной силе коэффициент активности f зависит от заряда иона. Ионы с высоким зарядом обладают повышенной способностью к образованию ионных ассоциатов, поэтому их коэффициент активности снижается. В разбавленных растворах с одинаковой ионной силой коэффициенты активности ионов, обладающих одинаковыми зарядами, примерно одинаковы.

Пример: Вычислить ионную силу раствора и активность ионов меди в 0,025M растворе CuSO4.

CuSO4 = Cu2+ + SO42-

= 1/2(0,02522 + 0,02522) = 0,1

f = 0,33 - из таблицы

a(Cu2+ )= a(SO42- ) = 0,330,025 = 8,2510-3

Для очень разбавленных растворов зависимость коэффициента активности от ионной силы раствора выражается уравнением Дебая-Гюккеля:

21

Размещено на http://www.allbest.ru

5.5 Слабые электролиты

Слабые электролиты не полностью диссоциированы в растворе. Существует равновесие между диссоциированной частью и недиссоциирующими молекулами:

21

Размещено на http://www.allbest.ru

Так как в растворах слабых электролитов концентрации ионов невелики, для расчетов мы можем пользоваться концентрацией ионов, а не их активностью.

Степень диссоциации слабого электролита - это отношение числа распавшихся на ионы молекул к общему числу молекул:

21

Размещено на http://www.allbest.ru

Степень диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, от концентрации и от температуры.

Как для всякой обратимой реакции, для уравнения электролитической диссоциации слабого электролита мы можем написать выражение для константы равновесия:

,

которая является константой электролитической диссоциации.

Константа электролитической диссоциации не зависит от концентрации вещества, а зависит только от температуры и природы веществ.

Если концентрация

[HA] = C, то [H+] = [A-] = Cб

21

Размещено на http://www.allbest.ru

Для растворов с небольшой концентрацией < 0,1 и К С2, тогда

- это выражение - закон разбавления Оствальда или закон действующих масс для растворов слабых электролитов. Согласно этому закону при разбавлении раствора (уменьшении концентрации) степень диссоциации увеличивается. Степень диссоциации увеличивается также и при увеличении температуры раствора.

5.6 Расчет концентрации ионов водорода в растворе слабой кислоты

, так как [H+] = [A-], то получаем

21

Размещено на http://www.allbest.ru

В растворе слабого основании аналогично

5.7 Вода. Водородный показатель

Вода является весьма слабым электролитом, ее диссоциация выражается уравнением

H2O H+ + OH-

H+ + H2O H3O+

Свободных ионов водорода в воде нет.

[H2O] = C исх

С исх = 1000г/18г = 55,55 моль/л. - концентрация воды.

Кравн. [H2O] = const = [H+][OH-] = 1,810-1655,55 = 110-14

21

Размещено на http://www.allbest.ru

т.е. [H+][OH-] = 110-14 = K

K - ионное произведение воды.

В любом растворе присутствуют как ионы водорода, так и ионы гидроксила, но в разных количествах.

Нейтральная среда:

21

Размещено на http://www.allbest.ru

Кислая среда:

[H+] > 10-7 , т.е. [H+] = 10-6; 10-5

[OH-] = 10-8; 10-9

Щелочная среда:

[H+] < 10-7 , т.е. [H+] = 10-8; 10-9;10-10

[OH-] = 10-6; 10-5; 10-4

Водородный показатель среды:

pH = - lg[H+]; pOH = - lg[OH-]

В нейтральной среде: pH = 7 = pOH.

В кислой среде: pH < 7; pOH > 7.

В щелочной среде: pH > 7; pOH < 7.

pOH = 14 - pH

Ионное произведение воды зависит от температуры, так как степень диссоциации воды зависит от температуры.

При t = 0; K = 0,11410-14

21

Размещено на http://www.allbest.ru

pH = - lg[H+] = 7,47;

т.е. при 0 - pH нейтральной среды > 7.

При t = 50

[H+][OH-] =5,4710-14

21

Размещено на http://www.allbest.ru

pH = 6,63

Пример 1:

Расчет водородного показателя:

См = 0,1 М

Ккисл = 1,810-4

Вычислить pH в водном растворе муравьиной кислоты:



21

Размещено на http://www.allbest.ru

pH = - lg 4,210-3 = 2,38 - кислая среда.

Для слабых электролитов можно использовать концентрацию ионов, а не понятие активности.

Пример 2: Вычислить рН в 0,25М растворе хлорной кислоты.

Хлорная кислота - сильный электролит, следовательно для расчетов нужно использовать активность ионов , а не концентрацию.

HClO4 = H+ + ClO4-

21

Размещено на http://www.allbest.ru

f = 0,681.

аH+ = f[H+] = 0,250,681 = 0,17

pH = - lg0,17 = 0,77 - очень кислая среда.

5.8 Гидролиз солей

Гидролиз - это взаимодействие веществ с водой.

Гидролиз можно охарактеризовать степенью гидролиза: h

21

Размещено на http://www.allbest.ru

 Степень гидролиза зависит

от природы соли и выражается константой гидролиза,

от концентрации,

от температуры (чем выше температура, тем больше степень гидролиза).

Соли полнлстью, необратимо диссоциируют в растворе на ионы. При этом, если соль образована сильным основанием и сильной кислотой, то образованные в растворе ионы не вступают во взаимодействие с водой и не образуют с ней сложных веществ. Концентрация ионов гидроксила и ионов водорода не меняется, т.е. pH 7 (среда нейтральная). Пример:

NaCl = Na+ + Cl- - это не гидролизующиеся соли.

1). Рассмотрим соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием:

NaNO2, CH3COONa, HCOOK (формиат калия), Na3PO4

CH3COONa = CH3COO- + Na+

С водой будет взаимодействовать анион слабой кислоты

CH3COO- + H2O CH3COOH + OH- (накапливаются ионы гидроксила).

В растворах этих солей pH > 7 (среда щелочная).

21

Размещено на http://www.allbest.ru



21

Размещено на http://www.allbest.ru

Равновесие гидролиза характеризуется константой гидролиза. Подставим в это выражение концентрацию ионов гидроксила, выраженную через ионное произведение воды:

В этом уравнении

,

отсюда получаем

-

константа гидролиза соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием. Расчет степени гидролиза:

c - ch ch ch

CH3COO - + H2O CH3COOH + OH -

c - исходная концентрация соли;

h - степень гидролиза;

ch - концентрация прогидролизовавшихся молекул.

21

Размещено на http://www.allbest.ru

21

Размещено на http://www.allbest.ru

Расчет рН среды:

A - +H2O HA + OH - ; (A - анионы кислоты)

21

Размещено на http://www.allbest.ru

[HA] = [OH-] (h<<1)

21

Размещено на http://www.allbest.ru

[OH-][H+] = 10-14 pOH = - lg[OH-] (pH = 14 - pOH).

2). Рассмотрим соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием:

NH4OH, NH4Cl, NH4NO3, CuSO4

NH4Cl = NH4+ + Cl-

NH4+ +H2O NH4OH + H+

В растворах этих солей pH < 7 (среда кислая).

Напишем выражение для константы равновесия этой реакции:

,

Подставив в это уравнение выражение для [H+] через ионное произведение воды, получаем



Степень гидролиза:

21

Размещено на http://www.allbest.ru

Расчет рН раствора:

c - ch ch ch NH4+ + H2O NH4OH + H+

21

Размещено на http://www.allbest.ru

Пример: рассчитать степень гидролиза нитрата аммония и pH раствора, где См=0,1моль/л,

Кг. = Кщ/Косн. = 10-14/1,7610-5 = 5,710-10 (константа гидролиза)

21

Размещено на http://www.allbest.ru

21

Размещено на http://www.allbest.ru

н/моль

pH = - lg 7,55 10 -6 = 5,1

3). Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой:

CH3COONH4 (ацетат аммония), NH4CN (цианид аммония), NH4HCOO (формиат аммония).

CH3COONH4 = CH3COO - + NH4+

c - ch c - ch ch ch

CH3COO -+ NH4+ + H2O CH3COOH + NH4OH

В растворах этих солей pH 7 (среда нейтральная).

Если же константы диссоциации кислоты и основания сильно различаются, среда не будет нейтральной, например:

NH4CN + H2O NH4OH + HCN

К(NH4OH) = 10-5; K(HCN) = 6,210-10

Гидролиз будет идти сильнее по аниону:

NH4+ + H2O NH4OH + H+ [OH-] > [H+]

CN- + H2O HCN + OH-

Напишем выражение для константы равновесия гидролиза ацетата аммония:

,

здесь , тогда, умножив и разделив константу гидролиза на ионное произведение воды, получаем:

 или

, откуда

Расчет степени гидролиза:

21

Размещено на http://www.allbest.ru

21

Размещено на http://www.allbest.ru

Расчет рН:

21

Размещено на http://www.allbest.ru

Kк. [H+]; Kосн. [OH-]

21

Размещено на http://www.allbest.ru

21

Размещено на http://www.allbest.ru

5.8 Смещение равновесия гидролиза

1.

По принципу Ле-Шателье уменьшение концентрации ионов водорода сместит равновесие вправо, т.е. усилит гидролиз. Чтобы усилить гидролиз, нужно добавить сильную щелочь, связывающую ионы водорода.

Добавление ионов водорода (кислоты) - подавляет гидролиз, смещая равновесие гидролиза влево.

2.

Добавление сильной кислоты (Н+) сместит равновесие гидролиза вправо, так как при этом будут связываться ионы гидроксила. Добавление щелочи подавляет гидролиз.

3. Гидролиз проходит до конца, если в результате получаются не растворимые в воде соединения и газы.

Например:

Соли, образованные многозарядными катионами (Cr3+, Fe3+, Al3+) и очень слабыми кислотами (угольной, сернистой, сероводородной, кремниевой) - в водном растворе не существуют, так как подвергаются необратимому гидролизу.

Окислительно-восстановительные реакции

Все реакции можно разделить на две группы. В одних реакциях не меняется степень окисления атомов - это реакции обмена, некоторые реакции синтеза и распада веществ.

В других реакциях степень окисления атомов меняется. Это окислительно-восстановительные реакции. В них происходит переход электронов от одних атомов к другим, при этом изменяется степень окисления. Степень окисления - это число электронов, смещённых от одного атома к другому.

Если общие электронные пары не смещены ни к одному из атомов, то степень окисления равна нулю. Если же общая электронная пара смещена к одному из атомов, обладающему большей электроотрицательностью, то этот атом приобретает отрицательную степень окисления. Атом, от которого смещены электроны, приобретает положительную степень окисления.

Постоянную степень окисления +1 имеют щелочные металлы, постоянную степень окисления проявляют Zn2+, Ca2+, Al3+,O2-, H+(в соединениях с неметаллами), F-.

В окислительно-восстановительных реакциях происходят одновременно два процесса: окисление и восстановление.

Окислением называют процесс отдачи электронов, сопровождающийся повышением степени окисления.

Например,

Zn0 + Cu2+SO4 = Cu0 + Zn2+SO4,

Zn0 - 2e = Zn2+ - процесс окисления

Zn0 - восстановитель.

Присоединение или взятие электронов, сопровождающееся понижением степени окисления, называют восстановлением.

Cu2+ + 2e = Cu0 - восстановление,

 Сu2+- окислитель.

Восстановителями называют атомы или ионы, отдающие электроны и повышающие свою степень окисления.

Восстановителями могут быть атомы металлов, атомы неметаллов, имеющие низкие степени окисления в различных соединениях.

Пример:

Na2S4+O32-, S4+ - восстановитель.

NaN3+O2 , N3+ - восстановитель.

Fe2+Cl2, Fe2+ - восстаноситель.

H2S2-, S2- - восстановитель.

Окислителями называют атомы или ионы, принимающие электроны, и понижающие свою степень окисления.

Окислителями могут быть неметаллы с высокой электроотрицательностью. Например, галогены, кислород, а так же различные соединения, в которых атомы неметаллов и металлов находятся в высшей положительной степени окисления.

Пример:

H2S6+O4, S6+ - окислитель.

HN5+O3, N5+ - окислитель.

K2Cr26+O7, Cr6+ - окислитель.

KMn7+O4, Mn 7+- окислитель.

Типы окислительно-восстановительных реакций.

межмолекулярные реакции. Связаны с изменением степени окисления атомов в разных молекулах.

2Mg0 + O20 = 2Mg2+O2-

Al0 + Fe3+ 2O3 = Fe0 + Al23+O3

внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции. Происходит изменение степени окисления разных атомов в одной молекуле.

(N3-H4)2Cr27+O7 = N20 + Cr23+O3 + H2O

реакции диспропорционирования. Реакции самоокисления, сомовосстановления. В этих реакциях одновременно происходит понижение и повышение степени окисления одного и того же элемента.

N4+O2 + H2O = HN3+O2 + HN5+O3

реакции контрдиспропорционирования. Это внутримолекулярные реакции, в которых происходит выравнивание степеней окисления элементов.

(N3-H4)2N3+O2 = N20 + H2O

Влияние среды на характер реакции: