АкушерствоАнатомияАнестезиологияВакцинопрофилактикаВалеологияВетеринарияГигиенаЗаболеванияИммунологияКардиологияНеврологияНефрологияОнкологияОториноларингологияОфтальмологияПаразитологияПедиатрияПервая помощьПсихиатрияПульмонологияРеанимацияРевматологияСтоматологияТерапияТоксикологияТравматологияУрологияФармакологияФармацевтикаФизиотерапияФтизиатрияХирургияЭндокринологияЭпидемиология

І рівень

1. Які види ізомерії характерні для комплексних сполук:

а) просторова; б) таутомерія; в) оптична; г) гідратна.

2.Суфікс -ат до назви комплексоутворювача додається у:

а) катіонній КС; б) аніонній КС; в) електронейтральній КС.

3.Координаційному числу 6 відповідає суфікс:

а) тетра-; б) три -; в) гекса -; г) окта-.

ІІ рівень

3. Різне розміщення неоднорідних лігандів у внутрішній сфері КС зумовлює:

а) координаційну ізомерію; б) оптичну ізомерію; в) просторову ізомерію.

4.Назві тетраамінцинк сульфат відповідає формула КС:

а)K₂[Zn(OH)₄]; б)[Zn(NH₃)₄]SO₄; в)[Zn(NH₃)₂(H₂O)₂]

ІІІ рівень

5.Вказати формулу катіонної КС:

а) K₄[Fe(CN)₆]; б) [Mo₆Cl₈]Cl₄; в) K[PtCl₃(C₂H₄)]

6. Ступінь окиснення центрального атома у КС [Cr(NH₃)₅Br]SO₄ дорівнює:

а) +3; б) +2; в) +6.

Позааудиторна самостійна робота № 5

Тема: Окисно – відновні реакції

План

1.Поняття про окисно – відновні реакції та ступінь окиснення.

2. Окиснення і відновлення – дві сторони єдиного окисно – відновного процесу.

3. Класифікація окисно – відновних реакцій.

4. Зрівнювання рівнянь ОВР методом електронного балансу.

Час виконання: 2 години.

Мета роботи: вміти класифікувати ОВР та урівнювати рівняння ОВР методом електронного балансу.

Окисно – відновні реакції (ОВР) відносять до найпоширеніших хімічних процесів у природі. Це згоряння різноманітних видів палива, корозія металів, добування металів із руд, електроліз тощо. Вони лежать в основі колообігу хімічних елементів у природі, багатьох виробничих процесів, наприклад: добування амоніаку, лугів, мінеральних кислот, пластмас, лікарських засобів тощо. Окисно – відновні процеси є основою життєдіяльності, оскільки з ними пов’язані обмін речовин і дихання, гниття та бродіння органічних сполук, засвоєння вуглекислого газу зеленими листками (фотосинтез).

Процеси окиснення – відновлення – це джерело енергії в ланцюзі дихання, за рахунок чого організм отримує майже 99% усієї енергії. Вони лежать в основі синтезу життєво необхідних органічних сполук – незамінних амінокислот, вуглеводів, жирних кислот, гормонів.

Розглянемо основні положення теорії ОВР, оскільки вони є дуже важливими для вивчення хімії біогенних елементів, певних розділів фізичної та колоїдної хімії.

Значний внесок у розвиток теорії процесів окиснення – відновлення зробив французький хімік Л. Лавуазьє. Встановивши склад повітря. Він уперше пояснив процеси горіння і дихання організмів взаємодією речовин з киснем. Сучасна теорія ОВР ґрунтується на електронних уявленнях. Її розробляли такі українські й російські вчені, як Л. Писаржевський, М. Шилов, С. Даїн, Я. Михайленко та ін. Вони сформулювали теорію, за якою окисно – відновними реакціями вважають процеси, пов’язані з перенесенням електронів від одних атомів до інших.

Реакції, які відбуваються зі зміною ступеня окиснення атомів, що входять до складу молекул реагуючих речовин, називають окисно – відновними, наприклад:

3Cu⁺²O + 2N^-3H₃ = 3Cu⁰ + N⁰₂ + 3H₂O

Cu⁺² . Cu⁰

N^-3 N⁰

Ступінь окиснення (с. о.) – це умовний заряд атома в сполуці, обчислений на основі припущення, що ця сполука складається з йонів.

Ступінь окиснення елементів у простих речовинах дорівнює нулю: С⁰, Н₂⁰, Са⁰.

Атоми Гідрогену у більшості сполук, крім гідридів складу МеН, мають с. о. +1. Оксиген має ступінь окиснення -2, за винятком пероксидів (Н₂О₂, Na₂O₂) та його сполуки з Флором OF₂.

Алгебраїчна сума ступенів окиснення у сполуці дорівнює нулю, а в складному йоні – його заряду.

Як приклад розглянемо обчислення ступеня окиснення атома Нітрогену в нітратній кислоті HNO3 і атома Фосфору в фосфат – йоні PO₄^3-, позначивши с. о. цих елементів за х:

+1 +х +3(-2) = 0 х + 4(-2) = -3

х + (-5) = 0 х = -3 +8

х = +5 х = +5

Важливо, що в кожній ОВР відбуваються одночасно два взаємозв’язаних процеси – окиснення і відновлення.

Окиснення – це віддача електронів атомом, молекулою або йоном. Ступінь окиснення при цьому зменшується, наприклад:

Ca⁰ - 2e Ca⁺²

F- -e F⁰

Fe⁺² -е Fe⁺³

Відновлення – це процес приєднання електронів атомом, молекулою або йоном. Ступінь окиснення при цьому зменшується, наприклад:

Br⁰ + e Br^-

H⁺ + e H⁰

S⁺⁶ + 2e S⁺⁴

Атоми, молекули або йони, які приєднують електрони, називають окисниками, а ті самі частинки, що віддають електрони – відновниками. Отже, в окисно – відновному процесі окисник приєднує електрони, відновлюючись при цьому, а відновник віддає електрони, окиснюючись при цьому.

S^-2 – 8e S⁺⁶ відновник, процес окиснення

S⁺⁶ + 2e S⁺⁴ окисник, процес відновлення

Усі відомі ОВР поділяють на три групи:

а) міжмолекулярні, в яких окисник і відновник входять до складу різних речовин, що є учасниками окисно – відновного процесу, наприклад:

H₂S^-2 + Cl⁰₂ = S⁰ + 2HCl^-

Відновник Окисник

б) внутрішньо молекулярні, в яких окисник і відновник входять до складу однієї сполуки, наприклад:

2КСІ⁺⁵О^-2₃ = 2КСІ^- + 3О⁰₂

СІ⁺⁵ +6е СІ^- окисник

О^-2 - 2е О⁰ відновник

в)диспропорціонування (самоокислення – самовідновлення), в яких атоми того самого елемента у складі однієї молекули виступають як в ролі окисника, так і в ролі відновника:

3S⁰ + 6KOH = 2K₂S^-2 + K₂S⁺⁴O₃ + 3H₂O

S⁰ - 4e S⁺⁴ процес окиснення

S⁰ + 2e S^-2 процес відновлення

Щоб урівняти рівняння ОВР методом електронного балансу, необхідно дотримуватись такого алгоритму:

1. Записати молекулярну схему реакції і визначити ступені окиснення елементів, які беруть в ній участь:

N^-3H⁺₃ + O₂⁰ N⁺²O^-2 + H⁺₂O^-2

Відновник окисник

В цій реакції змінюють ступені окиснення Нітроген і Оксиген. До реакції нітроген у складі амоніаку мав с.о. -3, а після реакції с.о. підвищився до +2. Атоми Оксигену у складі кисню в лівій частині були електронейтральні (с. о. 0), а після реакції с. о. Оксигену знизився до -2.

2. Складаємо для Нітрогену і Оксигену схеми електронних переходів:

N^-3 -5e N⁺²

20⁰ + 4e 2O^-2

3. Складаємо електронний баланс:

N^-3 -5e N⁺² 5 4 окиснення, відновник

20⁰ + 4e 2O^-2 4 5 відновлення, окисник

Для цього між кількістю електронів, що їх віддав відновник (5), і кількістю електронів, що їх приєднав окисник (4), відшукаємо найменше спільне кратне. Воно дорівнюватиме 20. Поділимо 20 на 5 і одержимо коефіцієнт в електронному балансі для Нітрогену (4). Поділимо 20 на 4 і одержимо коефіцієнт в електронному балансі для Оксигену (5).

Підсумовуючи ліву та праву частини рівняння з урахуванням множників, отримаємо:

4N^-3 + 5O₂⁰ = 4N⁺² + 10O^-2

Отримані за електронним балансом коефіцієнти переносимо у схему реакції:

4NH₃ + 5O₂ = 4NO + 6H₂0

Дата добавления: 2015-09-27 | Просмотры: 616 | Нарушение авторских прав