Точки зору теорії електричної дисоціації.

Теорія електричної дисоціації: речовини, розчини яких є електролітами, при розчиненні розпадаються на частинки (іони), що несуть позитивні і негативні заряди. У 1887 р. запропонував шведський вчений Арреніус. Оксиди- бінарні(подвійні) сполуки Кисню з іншими елементами, в яких Кисень проявляє ступінь окиснення -2. Оксиди: Солетворні( основні, амфотерні, кислотні) і несолетворні( NO, N2O, CO). Оксиди реагують з: кислотами, з основами, між собою, з водою. Гідроксиди(основи)- неорганічні сполуки, що вміщують гідроксид –іон. Гідроксиди: за силою, за кислотністю. Гідроксиди: -основні (сполуки, що при розчиненні у воді дисоціюють з утворенням гідроксид іонів і основних залишків); - амфотерні (сполуки,що проявляють і властивості основ, і властивості кислот); - кислотні( сполуки, що при розчиненні у воді дисоціюють з утворенням катіонів Гідрогену і кислотних залишків, що вміщують Кисень). Гідроксиди реагують з:кислотами, кислотними оксидами, солями, металами. Кислоти- сполуки, що при розчиненні у воді дисоціюють з утворенням катіонів Гідрогену і кислотних залишків. Кислоти: за силою, за основністю, за наявністю оксисену. Основність кислот є кількість атомів Гідрогену, які можна замістити на метал. Кислоти: кисневмісні та безкисневі. Кислоти реагують з:основами, основними оксидами, солями, металами. Солі- речовини, які можна представити як продукти взаємодії кислот і основ, що вміщують основний і кислотний залишки. Солі: середні( не вміщують ні катіонів Гідрогену, ні Гідроксид –іонів), кислі(д о складу кислотних залишків входять катіони Гідрогену), основні( до складу основних залишків входять Гідроксид –іони), комплексні, подвійні. Реагують з:кислотами, основами, між собою.

Іонний добуток води. Водневий показник рН. Добуток розчинності.

Добуток розчинності- добуток концентрації важко розчинного електроліту в насиченому розчині: Ag+Cl-=AgCl(осад); K=[Ag+]*[Cl-]/[AgCl-]; Др=[Ag+]*[Cl]; Уиовою утворення осаду є перевищення добутку концентрації іонів у розчині над добутком розчинності. Іонний добуток води є добуток іонів Гідрогену на гідроксид іонів величина стала за сталої температури. H2O=H++OH-; Kw=[H+]*[OH-]; K=[H+]*[OH-]/[H2O]; Рн- десятковий логарифм концентрації іонів Гідрогену, взятий з протилежним знаком: рН= -lg[H+];Залежно від рН виділяють: нейтральне, кисле, лужне середовище. Гідроксильний показник є десятковий логарифм концентрації іонів, взятий з протилежним знаком.

Буферні розчини, їх значення. Буферні розчини-розчини, з первою концентрацією катіонів Гідрогену, що незначно змінюються при додаванні невеликих кількостей кислоти або лугу, в концентруванні або розведенні розчину. Виділячють ацетатний і амоніачний буферні розчини.

16. Гідроліз солей. Константа і ступінь гідролізу. Гідроліз солей – взаємодія солі з водою з утворенням слабкого електроліту в іонному вигляді. 4 види гідролізу: 1. Гідроліз солі слабкої кислоти і сильної основи (гідроліз за аніоном):KCN+H₂O=KOH+HCN; K⁺+CN^-+H₂O=K⁺+OH^-+HCN; CN^-+H₂O=OH^-+HCN(Розчин має слабо лужне середовище, реакція протікає оборотно). 2. Гідроліз солі сильної кислоти і слабкої основи (гідроліз за катіоном): NH₄Cl+H₂O=NH₄OH+HCl; NH⁺₄+Cl^-+H₂O=NH₄OH+H^-+Cl^-; NH⁺₄+H₂O= NH₄OH+H^-(Розчин має слабо кисле середовище, реакція протікає оборотно). 3. Гідроліз солі слабкої кислоти і слабкої основи: NH₄CH₃COO+H₂O=NH₄OH+CH₃COOH; NH⁺₄+ CH₃COO^-+ H₂O= NH₄OH+CH₃COOH(Рівновага зміщена в бік продуктів, гідроліз протікає практично повністю, тому що обидва продукти реакції виходять із зони реакції у вигляді осаду чи газу). 4. Сіль сильної кислоти і сильної основи не піддається гідролізу, тому розчин нейтральний.

Ступінчастий гідроліз -відбув. У випадку коли сіль утвор. багатоосновною кислотою і багатокислотною основою. 1ступ. Na₂CO₃+ H₂O=NaHCO₃+NaOH 2ступ. NaHCO₃+ H₂O= NaOH+H₂CO₃. Константа гідролізу –це константа хімічної рівноваги, застосована для реакцій гідролізу. Наприклад, для реакції гідролізу NH₄⁺+CN^-+H₂O↔NH₄OH+HCN
Константа гідролізу у даному випадку запишеться
K_r=([NH₄OH] * [HCN]) / ([NH₄⁺] * [CN^-])
Для 0,01-молярного розчину NH₄OH константа гідролізу дорівнюватиме:
K_r=(0,0095*0,0095)/(0,0005*0,0005)= 361. Ступінь гідролізу є відношення к-ті молекул, які піддалися гідролізу, до загальної к-ті молекул у розчині.

17. Будова атома. Постулати Бора. Атом — найменша, електронейтральна, хімічнонеподільна частинка хімічного елемента. Атом складається з щільного ядра,позитивно заряджених протонів та електрично-нейтральних нейтронів, яке оточене набагато більшою хмарою негативно заряджених електронів. Коли число протонів відповідає числу електронів, атом електрично-нейтральний; в іншому випадку це є іон, з певним електричним зарядом. Явища, що підтверджують складну структуру атома: Електромагнітна теорія – електромагнітні поля (хвилі) випромінюють прискорюванні рухомі зарядженні частинки. Атоми теж випромінюють (світло). Провідність металів (електрони). Закон електролізу (заряджені частинки кратні заряду електронів). Томсон – катодні промені, що відхиляються в магнітному полі. Рентген (Пулюй) – Х-промені, що утворюються при гальмування швидких електронів. Бекерель – природна радіоактивність. Постулати Бора — сформульовані датським фізиком Нільсом Бором основні положення будови атома, що враховують квантований характер енергії, випромінюваної електронами. І постулат Бора (Постулат стаціонарних станів): Існують стаціонарні стани атома в яких він не випромінює енергії. ІІ постулат Бора (Постулат частот): При переході атома з одного стаціонарного стану в інший атом випромінює або поглинає квант енергії. ІІІ постулат Бора (Постулат квантування орбіт): В стаціонарних станах атома, електрон, який рухається по коловій орбіталі, повинен мати дискретне значення моменту імпульсу

18.Сучасний стан атома в електроні. З сучасної точки зору електрон характеризують корпускулярно-хвильовою властивістю. Корпускулярно-хвильовий дуалізм — запропонована Луї де Бройлем гіпотеза про те, що будь-яка елементарна частка має хвильові властивості, а будь-яка хвиля має властивості, характерні для частинки. Основне р-ня Бройля: λ=h/mV. λ; -довжина хвилі, h -стала, m -маса електрона, V - шв. електрона. Принцип Гейзенберга: існує принципове обмеження точності з якої одночасно можна визначити і положення електрона в просторі, і його швидкість. З сучасної точки зору електрон розглядають як електронну хмару з певною густиною негативного заряду. Електронна хмара – сукупність різних положень електрона в просторі. Атомна орбіталь – простір де зосереджено 90% електронної хмари.

19. Квантові числа та їх фіз. зміст. Квантове число — індекс, який приписується стану квантової системи для його ідентифікації. Виділяють 4 квантових числа: головне квантове число характеризує енергетичний рівень електрона(n =1;2;3…). Побічне квант. чис. характеризує енергетичний підрівень або форму електронної хмари, якщо l = 0 (s-орбиталь), та електронна хмара має сферичну форму (кулясту симетрію). При l = 1 (р-орбиталь) електронна хмара має форму гантелі, тобто форму тіла обертання, отриманого з “вісімки”. Форми електронних хмар d-,f- і g-електронів набагато складніше. Магнітне квант. ч. означає розташування електрона в просторі, ml може приймати значення будь-яких цілих чисел, як позитивних, так і негативних, від -l до +l. включаючи 0, тобто усього (2l + 1) значень. Наприклад, при l = 0 ml = 0; при l = 1 ml = -1, 0, +1; при l = 3. Спінове квант. ч. означає обертання електрона навколо власної осі. Спин — це власний момент імпульсу електрона, не зв'язаний з рухом у просторі. Для всіх електронів абсолютне значення спина завжди дорівнює s = ½. Проекція спина на вісь z (магнітне спінове число ms) може мати лише два значення: ms = + ½ чи ms = -1/2.

20. Розподіл електронів в атомі. Принцип найменшої енергії В атомі кожен електрон розташовується так, щоб його енергія була. мінімальною. Принцип Паулі -
в атомі не може бути двох електронів, у яких усі чотири квантових числа були б однакові.
На кожній орбіталі максимально можуть розміститися два електрони, які мають однакову енергію, але відрізняються особливою властивістю — спіном. Спін електрона — це його внутрішня властивість, що характеризує відношення електрона до магнітного поля. Максимальна к-ть електронів на рівні N=2n². Правило Кличковського: 1) Із збільшенням заряду ядра послідовне заповнення електронами енергетичних рівнів відбув. у напрямку зростання суми головного і побічного квантових чисел. 2) Якщо сума головного і побічного квант. ч. однакова, то послідовне заповнення електронами енергетичних рівнів відбув. в напрямку зростання головного квант. ч. Правило Гунда: при даному значенні l (тобто в межах визначеного підрівня) електрони розташовуються таким чином, щоб сумарний спин був максимальним.

21.Період. система і закон Мендел. Періодична система елементів — класифікація хімічних елементів, розроблена на основі періодичного закону. Сучасне формулювання періодичного закону звучить так: властивості елементів перебувають у періодичній залежності від заряду їхніх атомних ядер. Заряд ядра (Z) дорівнює атомному (порядковому) номеру елемента в системі. Елементи, розташовані за зростанням заряда ядра (H, He, Li…) утворюють 7 періодів. Період — сукупність елементів, що починається лужним металом та закінчується благородним газом (особливий випадок — перший період, що складається з двох газоподібних елементів — Н та Не). У 2-у і 3-у періодах — по 8 елементів, у 4-у і 5-у — по 18, у 6-у 32. Вертикальні стовпці — групи елементів з подібними хімічними властивостями. Всередині груп властивості елементів також змінюються закономірно (наприклад, у лужних металів від Li до Fr зростає хімічна активність). Елементи Z = 58-71 та Z = 90-103, особливо схожі за властивостями, утворюють два сімейства — лантаноїдів та актиноїдів. Періодичність властивостей елементів зумовлена періодичним повторенням конфігурації зовнішніх електронних оболонок атомів. Закон Мозлі – залежність між довжиною хвилі і атомним номером випромінювача була встановлена Мозлі. Він показав, що корінь квадратний від частоти хвилі лінійно зв’язан з атомним номером: √V=C(Z-δ)

22. Характеристики вільних атомів, їх змінення в межах груп і періодів. Атом — найменша, електронейтральна, хімічнонеподільна частинка хімічного елемента. Атом складається з щільного ядра,позитивно заряджених протонів та електрично-нейтральних нейтронів, яке оточене набагато більшою хмарою негативно заряджених електронів. Коли число протонів відповідає числу електронів, атом електрично-нейтральний; в іншому випадку це є іон, з певним електричним зарядом. Деякі властивості окремих елементів чи їх груп можна передбачити за їх місцем у періодичній системі: Маса — збільшується зверху до низу і зліва направо (Винятки: Ar перед K, Te перед I, Co перед Ni, Th перед Pa) Атомний радіус — збільшується зверху до низу і зліва направо (у елементах головних груп) Електронегативність — зменшується зверху до низу і зліва направо збільшується (виняток Інертні гази) Енергія іонізації — зменшується зверху до низу і зліва направо збільшуєтьсяМеталевий характер елемента — збільшується зверху до низу і зліва направо зменшується Основність оксидів — зростає зверху до низу і зліва направо зменшується.

23.Хімічний звязок.Основні типи і характеристики. Хімічний зв'язок — енергія взаємодії між атомами, яка утримує їх у молекулі чи твердому тілі. Хімічні зв'язки є результатом складної взаємодії електронів та ядер атомів. Основні типи хім. зв. - ковалентний неполярний, ковалентний полярний, іонний, металічний, водневий. Ковалентний зв’язок — це хімічний зв’язок, який утворюється за рахунок спільних електронних пар. При взаємодії атомів з однаковою електронегативністю утворяться молекули з ковалентним неполярним зв'язком. Такий зв'язок існує в молекулах наступних простих речовин: H₂, F₂, Cl₂, O₂, N₂. При взаємодії атомів, значення електронегативностей яких відрізняються, але не різко, відбувається зміщення загальної електронної пари до більш електронегативного атома. Це найпоширеніший тип хімічного зв'язку, який зустрічається як в неорганічних, так і органічних сполуках. Іонний хімічний зв'язок — це тип зв'язку, при якому електрони переходять із одного атома до іншого. Утворюється між атомами або групами атомів зі значною різницею в електронегативностях. Характерний для сполук металів з найтиповішими неметалами. Кристалічні тверді тіла, утворені завдяки йонному зв'язку, називаються іонними кристалами. Прикладом такого кристалу є кам'яна сіль NaCl. До йонних кристалів належать також численні оксиди (MgO). Металічний зв’язок — це зв’язок між позитивними йонами металів, що знаходяться у вузлах кристалічних ґрато к, який здійснюється за рахунок електронів, що вільно переміщаються по кристалу При встановленні металічного типу зв'язку з атомів утворюється метал, в якому позитивно заряджені іони занурені в електронний газ. Незважаючи на заряджений стан іонів, взаємодія між ними екранується рухливими електронами, й не поширюється на далекі відстані. Водневий зв’язок — це зв’язок між позитивно зарядженим атомом Гідрогену однієї молекули і негативно зарядженим атомом іншої молекули. Водневий зв’язок має частково електростатичний, частково донорно-акцепторний характер.

24. Властивості ковалентногозв’язку. Характерні властивості ковалентного зв’язку — його довжина, енергія, насичуваність і напрямленість. Довжина зв'язку — це між’ядерна відстань. Хімічний зв’язок тим міцніший, чим менша його довжина. Однак мірою міцності зв’язку є його енергія. Енергія зв’язку визначається кількістю енергії, необхідної для розвитку зв’язку. Звичайно вона вимірюється в кілоджоулях, віднесених до 1 моль речовини. Так, згідно з дослідними даними, довжини зв’язку молекул Н₂, Сl₂ і N₂ відповідно становлять 0,074, 0,198 і 0,109 нм (нанометри), а енергії зв’язку відповідно дорівнюють 436, 242 і 946 кДж/моль. Зі збільшенням кратності зв’язку енергія зв’язку збільшується, а його довжина зменшується. Під насичуваністю розуміють здатність атомів утворювати обмежену кількість ковалентних зв’язків. Наприклад, атом гідрогену (один неспарений електрон) утворює один зв’язок, атом карбону (чотири неспарених електрони у збудженому стані) — не більше чотирьох зв’язків. Внаслідок насичуваності зв’язків молекули мають певний склад: Н₂, СН₄, НСl і т. д. Однак і за наявності насичених ковалентних зв’язків можуть утворюватися складніші молекули за донорно-акцепторним механізмом. Напрямленість ковалентного зв’язку зумовлює просторову структуру молекул, тобто їх геометрію (форму).

 

25. Донорно-акцепторний звязок. Донорно-акцепторний механізм, також координаційний механізм — механізм утворення ковалентного хімічного зв'язку за опомогою неподіленої електронної пари, яку надає один або група атомів (донор), і вільної орбіталііншого атома чи групи атомів (акцептора). Утворені за таким механізмом зв'язки називають донорно-акцепторними або координаційними, хоча такі терміни не цілком коректні, оскільки йдеться не про окремий тип хімічного зв'язку, але лише про теоретичну модель, що описує його утворення. За властивостями зв'язки утворені за донорно-акцепторним механізмом нічим не відрізняються від утворених за обмінним механізмом. Донорно-акцепторний механізм розглядається тільки у випадку опису ковалентого зв'язку за допомогою методу валентних зв'язків, він не має місця у методі молекулярних орбіталей. Прикладом утворення ковалентного зв'язку за донорно-акцепторним механізмом може бути приєднання протону H⁺ до молекули аміаку. При цьому атом Нітрогену є донором електронної пари, а Гідроген — акцептором. Утворений зв'язок нічим не відрізняється від інших N—H зв'язків у молекулі, а позитивний заряд належить не якомусь конкретному атому, а молекулі в цілому. Іншим прикладом є утворення сполуки NH₃•BF₃ з аміаку та фториду бору. Атом Бору в молекулі BF₃ має одну вільну 2p -орбіталь, атом Нітрогену — неподілену електронну пару, яка займає цю орбіталь під час утворення ковалентного зв'язку. Також донорно-акцепторний механізм утворення зв'язку характерний для комплексних (координаційних) сполук, при цьому атом-комплексоутворювач (центральний атом) має вільні орбіталі, а донорні атоми лігандів — неподілені електронні пари. В такому випадку донорно-акцепторний зв'язок часто називають координаційним. Прикладом може бути утворення гідроксиду тетрамінцинку [Zn(NH₃)₄](OH)₂. Йон Zn²⁺ має електронну формулу 1 s² 2 s² 2 p⁶ 3 s² 3 p⁶ 4 s² 3 d¹⁰ 4 s⁰ 4 p⁰, тобто в нього є чотири вакантні орбіталі (одна s і три p), які можуть зайняти вільні електронні пари атому Нітрогену.

26. Комплексні сполуки (типи і номенклатура). Комплексні сполуки або координаційні сполуки — складні хімічні сполуки, в яких можна виділити центральний атом (комплексоутворювач) і безпосередньо зв'язані з ним молекули або йони — так звані ліганди або аденти. Центральний атом та ліганди утворюють внутрішню сферу (комплекс); молекули або йони, які оточують комплекс — зовнішню координаційну сферу. Центральним атомом можуть бути як метали змінної валентності з позитивним зарядом ядра, так і неметали. Утворення комплексних сполук широко використовується в різноманітних галузях хімічної технології. Комплексні сполуки — це сполуки, до складу яких входять комплексні частинки (комплекси), що вміщують центральний атом (комплексоутворювач) оточений лігандами. Утворення комплексів можна представити як результат взаємодії за донорно-акцепторним механізмом стабільних при звичайних умовах частинок: атомів, йонів або молекул. 1. За належністю до певного класу сполук розрізняють комплексні кислоти (Н[АuСl4]), комплексні основи ([Аg(NН3)2]ОН), комплексні солі (К4[Fе(СN)6]). 2. За природою лігандів: аквокомплекси ([Ас(Н2О)6]Сl3); амінокомплекси ([Аg(NН3)2]Сl); ацидокомплекси (К2[РtСl6], К3[Fе(СN)6]; гідроксокомплекси (К3[Аl(ОН)6]). 3. За характером сумарного електростатичного заряду розріз­няють комплекси трьох типів: катіонні ([Сu(NН3)2]+Сl–), аніонні (К2+[РtСl6]2–) та нейтральні ([Nі(СО)4]). Номенклатура комплексних сполук Назви комплексних сполук будують за тими ж принципами, що й назви простих, з урахуванням їхньої хімічної природи. Спочатку називають комплексний катіон (або простий катіон) у називному відмінку, потім – простий аніон (або комплексний аніон). Якщо сполука неелектролітного типу, то її називають одним словом. Називаючи комплексні іони, насамперед вказують ліганди (L) – аніонні, нейтральні та катіонні, а потім центральний атом (М), не розділяючи їх. Формули комплексів записують у зворотному по­рядку [М(L+)(L0)(L–)]. Назви лігандів одержують сполучну голосну – о, наприклад: Н– – гідридо-, F– – фторо-, О2– – оксо-, О22– – пероксо-, S2– – тіо-, ОН– – гідроксо-, СN– – ціано-, NСО– – ціанато-, SСN– – тіоціанато-, NСS– – ізотіоціанато-, NО2– – нітро-, ОNО– – нітрито-, NН2– – амідо-, NН2– – імідо-, С2О42– – оксалато-, NН2(СН2)2NН2 – етилендіамін-, Н2О – аква-, NН3 – амін-, СО – карбоніл-,
NО – нітрозил-, Н+ – гідрогено-, Н3О+ – оксоно-, NН4+ – амоно-, N2Н5+ – гідразино-. Перед лігандами зі складними назвами, які уже містять числів­ники, для позначення числа лігандів використовують помножуючі префікси біс-, трис-, тетракіс- і т. ін. Назви таких лігандів звичайно беруть у дужки. Якщо ліганд є містком між двома центрами координації, перед його назвою ставлять грецьку літеру μ (мю) через дефіс. Місткові ліганди називають останніми. Щоб уникнути двозначності, складні групи атомів у молекулі відокрем­люють різною формою дужок у такому порядку: [{()}].

27.Просторова будова та ізомерія комплексних сполук. Залежно від координаційного числа комплексні сполуки ма­ють різну просторову будову. Якщо координаційне число дорів­нює 2, то частинки внутрішньої координаційної сфери розміщені лінійно. Якщо координаційне число дорівнює 4, то внутрішня коорди­наційна сфера може мати тетраедричну (здебільшого) або квад­ратно-площинну будову з комплексоутворювачем, розміщеним у центрі. Якщо координаційне число дорівнює 6, то внутрішня коорди­наційна сфера має октаедричну або біпірамідальну просторову будову з центральним положенням комплексоутворювача. Ізомерія – явище, при якому речовини мають одноковий якісний і кількісний склад але різну будову, тому і різні властивості. Ізомерія комплексних сполук. Комплексним сполукам властива ізомерія. Найпоширеніші види ізомерії коротко схарактеризовано нижче. Гідратна ізомерія полягає в різному розміщенні молекул води у внутрішній і зовнішній координаційних сферах. Іонізаційна ізомерія полягає в різному розміщенні іонів у внутрішній і зовнішній сферах. Координаційна ізомерія, за якої комплексоутворювачі не­мовби обмінюються лігандами: Ізомерія зв'язку. Деякі ліганди, наприклад іони СN^-, NCS^-, NO₂^-, мають по два донорні атоми і можуть координуватися різними способами, тобто є амбідентатними лігандами. Геометрична ізомерія полягає в різному просторовому по­ложенні лігандів відносно комплексоутворювача. Вона властива різнолігандним комплексним сполукам з квадратно-площинною або оптаедричною (чи біпірамідальною) структурою, Оптична ізомерія характерна для різнолігандних або хелатних комплексних сполук, у цьому разі один ізомер є дзер­кальним відбитком іншого. Оптичні ізомери утворюються одно­часно в однакових кількостях і складають рацемічну суміш.

28.Природа хім. зв. в компл.сполуках. З сучасної точки зору хім. зв. в комп. спол. Пояснюється на основі методу валентних звязків, методу молекулярних орбіталей і теорій кристалічного поля. Найпростіші уявлення про хім. зв. в комплексах представляють собою електричну взаємодію між комплексоутворювачем і лігандами. Метод валентних зв. вважає, що хім. взаємодія між комплексоутворювачем та лігандами грунтується на взаємодії комплексоутворювачем як акценторів і лігандів як донорів.

29. Дисоціація комплексів у водних розчинах. Знач.комп. сп. Константа стійкості і нестійкості комплексів. У розчинах комплексні сполуки можуть піддаватися первинної та вторинної дисоціації. Первинна дисоціація комплексної сполуки - це розпад комплексної сполуки в розчині на комплексний іон внутрішньої сфери та іони зовнішньої сфери. У водних розчинах первинна дисоціація комплексних сполук пов'язана з розривом у них іонної зв'язку, і тому вона практично необоротна. [Ag(NH₃)₂]Cl=[Ag(NH₃)₂]^-+Cl⁺ Вторинна дисоціація комплексної сполуки-це розпад внутрішньої сфери комплексу на складові її компоненти. Вторинна дисоціація пов'язана з розривом ковалентного зв'язку, тому вона сильно утруднена і має яскраво виражений рівноважний характер подібно дисоціації слабких електролітів. Відрив лігандів з внутрішньої сфери комплексного іона відбувається ступінчасто. [Ag(NH₃)₂]⁺=Ag⁺+2NH^-₃ Константа нестійкості комплексу – є константа рівноваги комплексного іона:К_н=[Ag⁺][NH₃]²/[Ag(NH₃)₂]⁺. Константа стійкості є величина обернена до константи нестійкості комплексу К_ст=1/К_н.Значення комп.сп. 1) гемоглобін містить Fe як комплексоутворювач (дихання живих організмів); 2) фотосинтез здійснюється за допомогою хлорофілу, в якому комплексоутворювачем є Mg; 3) в якісному аналізі використ. певні реагенти для виявлення катіонів і аніонів; 4) в кількісному аналізі комплексні сполуки використ. в комплексонометрії.

30.Окисно-відновна р-ція. Складання р-нь окино-відновних р-цій. Окисно-відновна реакція — хімічна реакція, яка відбувається зі зміною ступеня окиснення атомів, що входять до складу реагентів. Окиснення – процес віддачі електрону, ступінь окиснення при цьому збільшується. Речовина, що віддає електрони назив. відновник. Відновлення – процес приймання електрону, ступінь окиснення при цьому зменшується. Речовина, що приймає електрони назив. окисником. Ступінь окиснення – умовний заряд елемента в сполуці, обчисленний виходячи з допущення, що речовина склад. з іонів. Найкращі відновники – елементи IА і IIА групи у вільному стані катіони цих елементів виступають окисниками. Найкращі окисники – елементи VIА і VIIА групи у вільному стані аніони цих речовин виступають тільки відновниками. Еквівалент окисника або відновника розраховують як молярну масу ділену на к-ть електронів, що беруть участь у хім. р-ції. Існує 2 методи склад. рівнянь ок.-від. р-цій: 1) метод електронного балансу; 2) іонно-електронний метод. Основні положення методу електронного балансу: порівняння ступеня окиснення до і після реакції; складання рівнянь електронного балансу; виконання закону збереження маси речовини (сума мас речовин до і після реакцій повинна бути однакова). Іонно-електронний метод дає такий самий результат, що і метод електронного балансу.

31вплив природи серидовища. 1)вплив температури розчину Окиснювально-відновні реакції, як правило протікають повільно, тому для підвищення швидкості реакції її проводять при нагріванні до різних температур (в залежності від природи реагуючих речовин). 2) вплив присутності каталізаторів.Як і у кожній реакції, застосування каталізаторів приводить до збільшення швидкості реакції, але не впливає на встановлення рівноваги, бо однаково збільшується швидкість прямої і зворотньої реакції;3) вплив іонної сили розчину.Зміна іонної сили розчину викликає зміну коефіцієнтів активності іонів. Заряд іона окисненої форми звичайно відрізняється від заряду іона відновленої форми, тому їхні активності змінюються по-різному. Якщо при цьому відношення активностей у формулі Нернста збільшується, то редокс-потенціал збільшується і навпаки.Вплив іонної сили розчину зручно враховувати шляхом розрахунку реальних потенціалів;4) вплив рН розчину.Чим нижче рН розчину, тим вищий реальний стандартний потенціал, тобто тим більш сильним окиснювачем є окиснена форма. Значення потенціалу пари в цих умовах залежить від співвідношення концентрацій обох форм редокс-пари:6) вплив реакції осадження. Конкурентна реакція осадження може сильно впливати на величину потенціалу внаслідок дуже значного зменшення концентрації одного з компонентів пари. Вплив конкуруючих реакцій осадження враховують за допомогою ДР осадів. Ox + n= Red. Ox + осаджувач = Ох×осадж.¯ ДРр = [Ox][осадж.], [Ox]=ДРр / [осадж.]7) вплив комплексоутворення.Цей вплив дуже істотний. Наприклад, у випадку титрування іонів Fe2+ біхроматом додавання Н3РО4 дозволяє зв’язувати окиснену форму Fe3+ у комплекс, внаслідок чого дуже збільшується величина стрибка титрування.Кількісні характеристики впливу комплексоутворення розглядалися при вивченні реакцій комплексоутворення.8) вплив природи середовища. Розчинник може дуже сильно впливати на протікання окиснювально-відновних реакцій. Дія розчинника зв’язана з процесами сольватації окисненої чи відновленої форм, які беруть участь в окиснювально-відновній реакції. Більш сильний координаційний зв’язок утруднює окиснення або відновлення, а значить електронну активність.

 

 

32. Умови перебігу окисно-відновних реакій

1) Продукти, що утворюються, виводяться зі сфери реакції — випадають у вигляді осаду, виділяються у вигляді газу:
2) Утворюються малодисоціюючі сполуки, наприклад вода:

3)Виділяєтьсявеликакількістьенергії:
Хімічна рівноваг а

Оборотні реакції не йдуть до кінця і закінчуються встановленням хімічної рівноваги — такого стану системи реагуючих речовин, за якого швидкості прямої та зворотної реакцій однакові.
Стан хімічної рівноваги можна змістити в той або інший бік зміною зовнішніх умов: температури, тиску, концентрації речовин, що беруть участь у реакції. Ці зміни визначаються принципом динамічної рівноваги— принципом Ле Шатель є: зовнішня дія на рівноважну систему зміщує рівновагу в напрямі ослаблення ефекту цієї дії.
Із принципу Ле Шательє ви­пливає:
1) при збільшенні концентрації однієї з реагуючих речовин рівновага зміщується у бік витрачання цієї речовини, а при зменшенні концентрації — у бік її утворення;
2) зміна тиску зміщує рівновагу тільки в газових системах. Зі збільшенням тиску рівновага зміщується у бік зменшення об’єму (кількості речовини) газоподібних речовин, із зменшенням тиску — у бік збільшення об’єму (кількості речовини) газоподібних речовин. Якщо реакція проходить без зміни числа молекул (кількості речовини) газоподібних речовин, то тиск не впливає на стан рівноваги;
3) під час підвищення температури рівновага зміщується у бік перебігу ендотермічної реакції, під час зниження температури — екзотермічної реакції.

33. Лу́жні мета́ли — елементи групи 1 періодичної системи, за старою класифікацією головної підгрупи I групи. Назва пов'язана з тим, що при взаємодії лужних металів з водою утворюється їдкий луг. До лужних металів належать (у порядку збільшення атомного номера) літій (Li), натрій (Na), калій (K), рубідій (Rb), цезій (Cs), францій (Fr). Характерною рисою будови атомів лужних металів, є наявність одного електрона на зовнішньому електронному рівні. Завдяки цьому всі вони з легкістю віддають електрон, переходячи до закінченої електронної оболонки попереднього рівня і є дуже сильними відновниками.Хоча лужні метали надзвичайно поширені на Землі, у природі вони існують винятково у вигляді сполук через високу відновлювальну активність.

34. Лу́жноземе́льні мета́ли — елементи головної підгрупи другої групи періодичної системи. До них відносяться хімічні елементи: берилій, магній, кальцій, стронцій, барій та радій. За класифікацією вони належать до групи 2 елементів. Свою назву дана група металів отримала через їхні оксиди — «землі» (за термінологією алхіміків), які дають у воді лужну реакцію. Солі цих металів широко поширені у природі, найчастіше трапляються у якості мінералів.Колір лужноземельних металів — світло-сірий або сріблястий. Хімічна активність зростає від кальцію до радію. За звичайних умов взаємодіють з О2 (берилій — при 500 °C), водою, F2, при 300–400 °С — з Н2 (крім берилію) і галогенами.

35. Твердість води. Твердість води — сукупність властивостей, зумовлених вмістом у воді катіонів кальцію Са²⁺ і катіонів магнію Мg²⁺. Якщо концентрація цих катіонів велика, то воду називають твердою, якщо мала — м’якою. Саме вони надають специфічних властивостей природним водам. Під час прання білизни у твердій воді погіршується якість тканин і підви щуються витрати мила, необхідного на зв’язування катіонів Са²⁺ і Мg²⁺:2С₁₇Н₃₅СОO^- + Са²⁺ = (С₁₇Н₃₅СОО)₂ Са↓;2С₁₇Н₃₅СОО^- + Мg²⁺ = (С₁₇Н₃₅СОО)₂ Мg↓,Відносно процесів зм’якшення води розрізняють твердість карбонатну і некарбонатну. Карбонатною називається твеpдість, зумовлена наявністю тієї частини катіонів Са²⁺ і Mg²⁺, яка еквівалентна гідрокарбонатним іонам НСО^-₃, що містяться у воді. Іншими словами, карбонатна твердість спричинена наявністю гідрокарбонатів кальцію і магнію. Під час кип’ятіння гідрокарбонати руйнуються, а малорозчинні карбонати, що утворюються, випадають в осад, і загальна твердість води зменшується на значення карбонатної твердості. Тому карбонатну твердість називають також тимчасовою твердістю. Під час кип’ятіння катіони Са²⁺ осідають у вигляді карбонату кальцію:Са²⁺ + 2НСO^-₃ = СаСО₃ ↓ + Н₂О + СO₂,а катіони магнію Mg — у вигляді основного карбонату або у вигляді гідроксиду магнію (при pH > 10,3):2Мg²⁺ + 2НСО^-₃ + 2OН^- = (МgОН)₂ СО₃ ↓ + Н₂О + СО₂(гідроксид-іони ОН утворюються за рахунок взаємодії іонів НСО^- з водою: НСО^-₃ + Н₂О ⇆ Н₂СО₃ + ОН).

36. Загальна характеристака елементів Група 3. періодичної системи елементів — група хімічних елементів, до яких належить Бор (B), Алюміній (Al), Галій (Ga), Індій (In), Талій (Tl) та Унунтрій (Uut). За старою класифікацією елементи групи 13 належали до III групи. Інша назва групи — підгрупа бора.Бор належить до металоїдів, інші елементи групи, крім, можливо, Унунтрію, який отриманий тільки в лабораторіях і не має стабільних ізотопів, є металами.Вони мають три електрони на валентній оболонці, два на s-орбіталях, один на p-орбіталі. Для легших елементів стабільніші сполуки зі ступенем окиснення +3, тоді як для важчих елементів стабільнішими стають сполуки зі ступенем окиснення +1, що особливо виразно проявляється для Талію[1]. Бор та Алюміній можуть утворювати сполуки зі ступенями окиснення +1 та +2[2]. Галій не має сполук зі ступенем окиснення +2, але утворює сполуки зі ступенями +1 та +3. Індій має аналогічні властивості, але для нього сполуки зі ступенем окиснення +1 стабільніші, ніж у легших елементів. Хоча для Талію відомі сполуки, в яких він віддає три електрони, але ступінь окиснення +1 для нього найбільш властива.Елементи 4а групи - група хімічних елементів, до якої належать хімічні елементи Карбон (C), Силіцій (Si), Германій (Ge), Станум (Sn), Плюмбум (Pb) та Флеровій (Fl). Прості речовини групи 4 мають традиційні назви: вуглець (вуглець має багато алотропних модифікацій, зокрема, алмаз, графіт), кремній, германій, олово, свинець, флеровій.Усі елементи групи, крім Флеровію, розповсюджені в природі. Флеровій отриманий штучно і не має стабільних ізотопів. Усі елементи групи мають 4 електрони на валентній оболонці, два на s- і два на p-орбіталях, чим пояснюється багатий спектр хімічних властивостей. Елементи групи здебільшого утворють ковалентні зв'язки. Карбон може приймати електрони, утоворюючи карбіди, в яких його ступінь окиснення −4. Силіцій та Германій — металоїди й можуть утворювати сполуки зі ступенем окиснення +4. Станум та Плюмбум — метали, вони можуть утворювати сполуки зі ступенем окиснення +2.Хімічні властивості Карбону надзвичайно багаті. Вивченню сполук Карбону присвячена окрема галузь хімії: органічна хімія.Біологічна роль та токсичність-Карбон — центральний елемент у хімії життя. Вивчення ролі Карбону в біологічних речовинах є однією із головних задач біохімії.На противагу, роль інших елементів групи в біології незначна. Токсичність елементів групи збільшується із зростанням атомного номера елемента. Особливу токсичність має Плюмбум.

37.Загальна характеристика 4а групи. Елементи 5а групи - У групу входять азот N, фосфор P, миш'як As, сурма (стибій) Sb і вісмут Bi. Всі елементи мають електронну конфігурацію зовнішнього енергетичного рівня атому ns²np³ і можуть проявляти в з'єднаннях ступеня окислення від −3 до +5. Перші представники підгрупи — азот і фосфор — типові неметали, миш'як і стибій виявляють металеві властивості, вісмут — типовий метал. Таким чино