Учебно-методический комплекс дисциплины «Общая химия» для специальности 5В0011300 — «Биология» (стр. 7 )

  Протолитическая теория кислот и оснований рассматривает гидролиз как случай кислотно-основного взаимодействия.

Вопросы для самоконтроля:

1. Что такое электролиты?

2. Что такое электролитическая диссоциация?

3. В чем причина распада электролитов на ионы?

4. Что такое ионы?

5. Какие вещества относятся к электролитам?

Как схематично можно отразить механизм диссоциации электролитов с различным типом связи? Что представляет собой ион гидроксония? Какие факторы и как влияют на степень электролитической диссоциации? Какие количественные характеристики определяют процесс электролитической диссоциации? Что такое кислоты, основания, соли с точки зрения ТЭД? Какие недостатки имеет ТЭД? Какие вещества по теории Бренстеда проявляют свойства кислот и оснований? Приведите примеры. Какие недостатки имеет теория Бренстеда? Как выглядит уравнение диссоциации воды? Чему равна концентрация ионов водорода и гидроксогрупп в нейтральной, кислой и щелочной средах? Как экспериментально можно определить рН раствора? Каковы условия протекания реакций ионного обмена до конца? Приведите примеры. Какие случаи гидролиза Вам известны? Приведите примеры.

Рекомендуемая литература:

1. Общая и неорганическая химия.-М.: Высшая школа, 1988.

2. Общая химия.-М.: Интеграл-Пресс,2000.

3. Общая и неорганическая химия. М.: Высшая школа,2000.

4 Кислоты - основания.-М.: Просвещение, 1988.

5 пределение рН: Теория и практика.-Л.: 1972.

6. авновесия в растворах.-М.:Мир,1983.

Лекция № 12. Комплексные соединения. 

Цель: ознакомиться с основными положениями  теории Вернера, изучить состав, строение и свойства  комплексных соединений с позиции теории электролитической диссоциации.

Основные вопросы:

1. Строение комплексных соединений.

2. Диссоциация комплексных соединений.

Краткое содержание:

СТРОЕНИЕ КОМПЛЕКСНЫХ СОЕДИНЕНИЙ.

  1893 г., - координационная теория комплексных соединений (КС). Основные составляющие КС: центральный атом ( комплексообразователь), лиганды, внутренняя сфера, внешняя сфера, координационное число.

  Классификация КС:

1.По заряду комплексного иона: анионные, катионные, нейтральные;

2.По свойствам : кислоты, основания, соли, неэлектролиты;

3.По составу лигандов: аквакомплексы, аммиакаты, ацидокомплексы, циклические, изополикислоты и др.;

4.По числу связей: монодентантные, полидентантные.

  Виды изомерии:

1.геометрическая,

2.координационная,

3.ионизационная,

4.гидратная,

5.оптическая.

ДИССОЦИАЦИЯ КОМПЛЕКСНЫХ СОЕДИНЕНИЙ.

  Устойчивость КС определяется константой нестойкости Кнест. и константой устойчивости Куст.: Куст. = 1/ Кнест., К нест. – величина, определяемая отношением произведения концентрации комплексообразователя и лигандов к концентрации комплексного иона, взятых в степенях равных их стехиометрическим коэффициентам в уравнении диссоциации комплексного соединения по второй ступени.

  Чем меньше Кнест. комплексного соединения, тем более устойчиво оно.

  Протолитическая теория рассматривает комплексные соединения как частный случай кислотно-основного взаимодействия.

  Кислотно-основные свойства комплексных соединений зависят от :

размера заряда и поляризационных свойств комплексообразователя, величины заряда комплексного иона, строения комплекса и характера взаимного влияния координированных групп.

Вопросы для самоконтроля:

1.Что показывает координационное число комплексного соединения? От чего оно зависит?

2. По каким признакам классифицируют комплексные соединения?

3.Какова номенклатура комплексных соединений?

4.Как выглядят уравнения диссоциации комплексных соединений по 1 и 2 ступеням? Приведите примеры.

Рекомендуемая литература:

1. Общая и неорганическая химия.-М.: Высшая школа, 1988.

2. Общая химия.-М.: Интеграл-Пресс,2000.

3. Общая и неорганическая химия. М.: Высшая школа,2000.

4., Химия комплексных соединений.-М.: Высшая школа, 1967.

Лекция № 13. Окислительно-восстановительные реакции.

Цель: ознакомиться с электронной теорией окисления, усвоить правила составления уравнений окислительно-восстановительных реакций, принцип работы гальванического элемента, уметь определять направление окислительно-восстановительных реакций с помощью окислительно-восстановительных потенциалов.

Основные вопросы:

Электронная теория окисления. Правила составления окислительно-восстановительных реакций (ОВР). Классификация ОВР.

Краткое содержание.

ЭЛЕКТРОННАЯ ТЕОРИЯ ОКИСЛЕНИЯ.

1914 г., , – электронная теория окислительно-восстановительных процессов.

  По признаку - изменение степени окисления (СО) частиц, участвующих в химической реакции – все химические реакции можно разделить на

- не окислительно-восстановительные, протекающие без изменения СО частиц,

- окислительно-восстановительные, протекающие с изменением СО частиц.

Примеры процессов окисления:

Cu0  -2е  Сu2+

Mn+2 - 5e  Mn+7

S-2  - 2e  S0

Примеры процессов восстановления:

Mn+7 + 3e  Mn+4

Cl2 +2e  2Cl-

Окисление и восстановление взаимосвязаны.

Типичные восстановители: Щелочные и щелочноземельные металлы, водород, элементы в низшей степени окисления.

Типичные окислители: кислород, галогены, серная кислота (конц.), азотная кислота, элементы в высшей степени окисления.

Элементы в промежуточной степени окисления в зависимости от условий могут быть окислителями или восстановителями.

Число отданных электронов восстановителем равно числу принятых электронов окислителем.

ПРАВИЛА СОСТАВЛЕНИЯ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ.

Метод электронного баланса. Он основан на уравнивании в левой и правой частях уравнения реакции сумм степеней окисления атомов тех элементов, которые их меняют, с помощью прибавления или вычитания  необходимого числа электронов. При этом коэффициенты определяют следующим образом: записывают молекулярную схему процесса, проводят электронный баланс для окислителя и восстановителя, уравнивают число отданных и принятых электронов коэффициентами, которые определяют  как наименьшее общее кратное этих чисел.

2KMnO4 + 5Na2SO3  + 3H2SO4  2MnSO4 + + 5Na2SO4  + + 5K2SO4 + 3H2O

2  Mn+7 + 5e  Mn+2  (восстановление, окислитель)

5  S+4  - 2e  S+6  (окисление, восстановитель)

Метод полуреакций ( ионно-электронного баланса). Он применим для реакций, протекающих в растворах, и основан на уравнивании в левой и правой частях уравнения реакции суммарного числа зарядов реально существующих ионов в растворе, с помощью прибавления или вычитания необходимого числа электронов. При этом коэффициенты определяют следующим образом: записывают молекулярную схему процесса, составляют ионную схему процесса, включающую реальные частицы, содержащие элемент, степень окисления которого изменяется, составляют электронно-ионные уравнения процессов окисления и восстановления, уравнивают число отданных и принятых электронов коэффициентами, которые определяют  как наименьшее общее кратное этих чисел. суммируют электронно-ионные уравнения, в результате чего определяется сокращенное ионное уравнение данной ОВР.

2KMnO4 + 5Na2SO3  + 3H2SO4  2MnSO4 + + 5Na2SO4  + + 5K2SO4 + 3H2O

  2  MnO4- + 8Н+ + 5е  Mn2+ + 4H2O 

  5  SO32-  + H2O  -2е  SO42- + 2Н+ 

2MnO4- + 16Н+ + 5SO32-  +5H2O  2Mn2+ + 8H2O +  5SO42- + 10Н+  или

2MnO4- + 6Н+ + 5SO32-  2Mn2+ + 3H2O +  5SO42- 

КЛАССИФИКАЦИЯ ОВР.

Межмолекулярные: окислитель и восстановитель в разных веществах:

  2Са + О2  2СаО

Внутримолекулярные: окислитель и восстановитель в составе одного вещества:

  2КСlO3  2KCl + 3O2

Реакции самоокисления-самовосстановления ( диспропорционирования): обмен электронами происходит между одинаковыми частицами одного и того же вещества.

  Cl2 +  H2O  HCl + HClO3

Вопросы для самоконтроля:

Что называется окислителем, восстановителем? Как определить процесс окисления, восстановления? Как определить, является  частица окислителем или восстановителем в реакции? В чем суть ионно-электронного метода составления ОВР? Как доказать, что данная ОВР является межмолекулярной, внутримолекулярной, диспропорционирования?

Рекомендуемая литература:

1. Общая и неорганическая химия.-М.: Высшая школа, 1988.

2. Общая химия.-М.: Интеграл-Пресс.2000.

3. Общая и неорганическая химия. М.: Высшая школа,2000.

4.,Окислительно-восстановительные реакции. М.: Просвещение,1989.

Лекция № 14. Электродные потенциалы. Электролиз.

Цель : ознакомиться с понятием электродный потенциал, усвоить принцип работы гальванического элемента, уметь определять направление окислительно-восстановительных реакций с помощью окислительно-восстановительных потенциалов.

Основные вопросы:

1.Электродные потенциалы.

2.Электролиз.

Краткое содержание.

ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ.

  Процессы окисления и восстановления можно пространственно разделить,

т. е. осуществить переход электронов от восстановителя к окислителю через проводник. Такой процесс даст электрический ток. Например, в замкнутой системе из двух сосудов, соединенных проводником, в которых находятся разные металлы, в растворах своих солей. На границе Ме/Меn+ возникает потенциал ц, величина и знак которого зависит от природы металла. Из-за разности потенциалов между металлическими пластинами происходит постоянный переход электронов от  металла с меньшим значением потенциала к металлу с большим значением потенциала ( гальванический элемент). Потенциал можно определить при определенных ( стандартных) условиях ц0 – стандартный электродный потенциал. Его  измеряют относительно стандартного водородного электрода, потенциал которого принимают равным нулю. В порядке возрастания ц0 все металлы располагают в ряд – электрохимический ряд ( ряд активностей или ряд ). В это ряд включен и водород. Металлы с ц0 меньше нуля вытесняют водород из кислот-неокислителей, из воды. Металлы с меньшим значением ц0 вытесняют металлы с большим значением ц0 из растворов солей. Определить ц при данных условиях можно по уравнению Нернста: