Реакции ионного обмена — окислительно-восстановительная реакция, которая идет в направлении связы­вания ионов, но при которой не происходит изменения степеней окисления.

Условия течения реакций в растворах электролитов до конца:

1) в результате реакции выпадает осадок:

2) в результате реакции выделяется газ:

3) в результате реакции образуется малодиссоциирующее вещество:

Ионный обмен – это процесс, в результате которого ионы, находящиеся в твердой фазе. обмениваются с ионами, находящимися в растворе. Нерастворимое твердое вещество может представлять собой какой-либо природный материал либо синтетическую смолу. Природные материалы, используемые для ионного обмена, включают цеолиты (комплексные алюмосиликаты натрия) и глауконитовый песок.

На поверхности этих твердых веществ имеются электрически заряженные центры, расположенные на более или менее регулярном расстоянии друг от друга. Эти центры удерживают на себе простые ионы с зарядами противоположного знака. Именно эти ионы обмениваются с другими ионами, содержащимися в растворе.

Катионообменники. Катионообменные материалы состоят из трех частей:

1) основная масса, или скелет, обычно обозначаемый символом R–;

2) активные центры (такие группы, как — либо — );

3) катионы, подлежащие обмену (обычно это ионы Н⁺ или Н₃О⁺).

Когда твердый катионообменник приходит в соприкосновение с раствором, в котором содержатся какие-либо ионы, между ними устанавливается равновесие. Например,

Если первоначально раствор содержит, например, хлорид натрия, то ионы натрия обме­ниваются с ионами водорода и из нижней части колонки вытекает разбавленный раствор соляной кислоты.

Ионообменный материал можно регенерировать (восстанавливать), промывая колонку разбавленной соляной кислотой. Это приводит к смещению влево рас­сматриваемого равновесия, в результате чего ионы натрия замещаются ионами водорода.

Анионообменники. Анионообменник удаляет из раствора анионы. Типичным при­мером анионного обмена является следующее равновесие:

Для регенерации анионообменника может использоваться какое-либо основание, на­пример раствор гидроксида натрия. Это сдвигает указанное равновесие влево.

Билет № 8

Сложные вещества состоят из двух или более химических элементов. Сложные вещества, или соединения, подразделяют на классы:

• Оксиды
• кислоты
• основания
• соли

Оксидами называют вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород. Оксиды делят на оснóвные, кислотные, амфотерные, безразличные (несолеобразующие).

Оснóвным оксидам соответствуют основания. Это оксиды металлов, например натрия Na₂O, кальция CaO. Основные оксиды реагируют с кислотами с образованием соли и воды.

Кислотным оксидам соответствуют кислоты. Это оксиды неметаллов, например, серы SO₂, фосфора P₂O₅, или металлов в высшей степени окисления, например, оксид хрома (VI) CrO₃. Кислотные оксиды реагируют со щелочами с образованием соли и воды.

Амфотерные оксиды реагируют и с кислотами, и со щелочами. Примером могут служить оксиды цинка и алюминия

.Несолеобразующие оксиды не реагируют ни с кислотами, ни со щелочами. К ним относятся некоторые оксиды неметаллов, например, оксид азота (II) NO.

Кислоты — это сложные вещества, состоящие из одного или нескольких атомов водорода и кислотного остатка.

Кислоты могут быть бескислородными, как соляная HCl, сероводородная H₂S, или кислородсодержащими: азотная HNO₃, серная H₂SO₄.

В зависимости от числа атомов водорода, кислоты делят на одноосно́вные, например, азотная HNO₃, двухосно́вные — серная H₂SO₄, трехсно́вные — ортофосфорная (часто называют просто фосфорная) H₃PO₄.

С точки зрения теории электролитической диссоциации кислотами называются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода:

HCl → H⁺ + Cl⁻

Основания — это сложные вещества, состоящие из металла и одной или нескольких гидроксогрупп (OH). Основания могут быть растворимыми в воде – щелочи: гидроксид натрия NaOH, гидроксид кальция Ca(OH)₂, или нерастворимыми, как гидроксид меди (II) Cu(OH)₂.

С точки зрения теории электролитической диссоциации основаниями являются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид-ионов, т.е. оснóвные гидроксиды:

NaOH → Na⁺ + OH⁻

С точки зрения протонной теории к основаниям относятся вещества, способные присоединять ионы водорода, например аммиак:

NH₃ + HOH = NH₄⁺ + OH⁻

Соли — это сложные вещества, в составе которых имеется металл (или сложный положительный ион) и кислотный остаток. Соли бывают:
• средние — в составе нет ионов водорода и гидроксогрупп, например, хлорид натрия NaCl, карбонат натрия Na₂CO₃

• кислые — содержат в своем составе ионы водорода, например, гидрокарбонат натрия NaHCO₃, дигидрофосфат натрия NaH₂PO₄
• оснóвные — содержат в своем составе гидроксогруппы, например, основный карбонат меди (II) (CuOH)₂CO₃

Билет №9.

Металлы составляют большую часть химических элементов. Каждый период периодической системы (кроме 1-го) химических элементов начинается с металлов, причем с увеличением номера периода их становится все больше. Если во 2-м периоде металлов всего 2 (литий и бериллий), в 3-м — 3 (натрий, магний, алюминий), то уже в 4-м — 13, а в 7-м — 29.

Атомы металлов имеют сходство в строении внешнего электронного слоя, который образован небольшим числом электронов (в основном не больше трех).

Это утверждение можно проиллюстрировать на примерах Na, алюминия А1 и цинка Zn. Составляя схемы строения атомов, по желанию можно составлять электронные формулы и приводить примеры строения элементов больших периодов, например цинка.



В связи с тем что электроны внешнего слоя атомов металлов слабо связаны с ядром, они могут быть «отданы» другим частицам, что и происходит при химических реакциях:

Свойство атомов металлов отдавать электроны явтяется их характерным химическим свойством и свидетельствует о том, что металлы проявляют восстановительные свойства.

При характеристике физических свойств металлов следует отметить их общие свойства: электрическую проводимость, теплопроводность, металлический блеск, пластичность, которые обусловлены единым видом химической связи — металлической, и металлической кристаллической решетки. Их особенностью является наличие свободноперемещаю-щихся обобществленных электронов между ион-атомами, находящимися в узлах кристаллической решетки.
При характеристике химических свойств важно подтвердить вывод о том, что во всех реакциях металлы проявляют свойства восстановителей, и проиллюстрировать это записью уравнений реакции. Особое внимание следует обратить на взаимодействие металлов с кислотами и растворами солей, при этом необходимо обратиться к ряду напряжений металлов (ряд стандартных электродных потенциалов).

Примеры взаимодействия металлов с простыми веществами (неметаллами):

с солями (Zn в ряду напряжений стоит левее Сu): Zn + СuС12 = ZnCl2 + Сu!

Таким образом, несмотря на большое многообразие металлов, все они обладают общими физическими и химическими свойствами, что объясняется сходством в строении атомов и строении простых веществ.

Билет №10.

Ответ следует начать с характеристики положения неметаллов в периодической системе: если провести воображаемую диагональ от бериллия Be к астату At, то неметаллы расположатся в главных подгруппах выше диагонали (т. е. в верхнем правом углу). К неметаллам относятся также водород Н и инертные газы.

Далее важно отметить, что для общей характеристики неметаллов необходимо обратить внимание на строение их атомов, на то, как распределяются электроны по электронным слоям и сколько электронов приходится на внешний электронный слой. Можно привести строение атомов углерода С, азота N, кислорода О, фтора F. Это позволит сделать вывод о том, что по мере увеличения порядковых номеров атомов элементов и накопления электронов на внешнем слое у неметаллов одного периода усиливается способность принимать электроны от других атомов на свой внешний слой, т. е. неметаллические свойства элементов в периодах увеличиваются.



Рассматривая изменение свойств неметаллов при движении по группе, следует отметить, что они ослабевают. Это связано с увеличением расстояния от ядра до внешнего слоя, а следовательно, уменьшением способности ядра притягивать к себе электроны от других атомов. Для подтверждения этого вывода рассмотрим VI группу. В начале ее расположен кислород О — типичный неметалл, а заканчивается группа полонием Ро, обладающим свойствами металла.

Далее следует перейти к рассмотрению физических свойств неметаллов. Следует отметить, что простые вещества — неметаллы могут иметь как атомное (Si, В), так и молекулярное (Н2, N2, Br2) строение. Поэтому среди неметаллов есть газы (О2, С12), жидкости (Вг2), твердые вещества (С, 12). Большинство неметаллов не электропроводны, имеют низкую теплопроводность, а твердые вещества непластичны.

Переходя к характеристике химических свойств, необходимо отметить, что более типичным для неметаллов является процесс принятия электронов. В этом отличие химических свойств неметаллов от химических свойств металлов. Это положение можно подтвердить взаимодействием неметаллов с простыми веществами. При этом следует записать уравнения соответствующих химических реакций и объяснить их сущность с точки зрения процессов окисления — восстановления. Следует отметить, что неметаллы могут проявлять свойства как окислителей, так и восстановителей. Приведем примеры.



Можно добавить, что некоторые неметаллы могут реагировать и со сложными веществами (оксидами, кислотами, солями). Следующие уравнения учащийся приводит по желанию:

Билет №11.

Аллотропия веществ, состав, строение, свойства аллотропных модификаций.

Если какой-либо элемент может существовать в двух или нескольких твердых формах (кристаллических либо аморфных), то считается, что он проявляет аллотро­пию. Различные формы одного элемента называются аллотропами. Аллотропы сущест­вуют приблизительно у половины всех элементов.

Например, углерод существует в виде алмаза либо графита. Сера существует в двух кристаллических формах - ромбической и моноклинной - в зависимости от темпера­туры. Обе ее кристаллические формы являются примерами молекуляр­ных кристаллов. Молекулы в них представляют собой гофрированные циклы, в каждом из которых содержится по восемь ковалентно связанных атомов серы. Твердая сера может существовать еще в третьей аллотропной форме как пластическая сера. Эта форма серы неустойчива. Она состоит из длинных цепочек атомов серы, которые при комнатной температуре разрушаются и снова образуют молекулы S₈, кристаллизующиеся в ромбическую решетку.

Фосфор может существовать в трех аллотропных формах. Наиболее устойчивая из них-красный фосфор. Красный фосфор имеет каркасную кристал­лическую структуру, в которой каждый атом ковалентно связан с тремя другими атомами фосфора. Белый фосфор представляет собой молекулярный кристалл. Каждая его молекула содержит четыре атома фосфора, ковалентно связанных в тетраэдричес-кую структуру. Третий аллотроп - черный фосфор - образуется только при высоких давлениях. Он существует в виде макромолекулярной слоистой структуры.

Билет №12.

Электрохимический ряд напряжений - вытеснение водорода металлами.

Металлы различаются химической активностью. Металлы расположены в порядке убывания активности в ряду напряжений:

Li, К, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Co, Ni, Sn, Pb, H₂, Cu, Hg, Ag, Au

Активные металлы (от лития до свинца) восстанавливают водород из кислот, неактивные (от меди до золота) – не восстанавливают.

Испытаем четыре металла: магний Mg, алюминий Al, железо Fe и медь Cu. Приготовим пробирки с раствором соляной кислоты (HCl) и погрузим в них металлы. Медь не реагирует с раствором соляной кислоты. Железо медленно восстанавливает водород из раствора кислоты. Алюминий более активно реагирует с раствором соляной кислоты, восстанавливая водород.

Наиболее энергично восстанавливает водород из соляной кислоты магний. Мы увидели, что металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений до водорода (железо, алюминий и магний), восстанавливают его из растворов кислот.

Металлы, стоящие в ряду после водорода (в нашем опыте – медь), не восстанавливают его из кислот. Наиболее активным металлом в нашем опыте оказался магний, наименее активным ‑ медь.

2 HCl + Mg = MgC1₂ + H₂

2 HCl + Fe = FeC1₂ + H₂

6 HCl + 2Al = 2 A1C1₃ + 3H₂

Активные металлы вытесняют менее активные из растворов их солей. В первой пробирке – медь (Cu) и раствор соли менее активного металла – серебра (AgNO3). Вторая пара – железо (Fe) и раствор соли меди (CuSO4). Железо активнее меди. В третьей пробирке – цинк (Zn) и раствор соли менее активного свинца ‑ Pb(NO3)2. В пробирках начинаются реакции. Через некоторое время посмотрим, что получилось в пробирках. Медь покрылась белыми кристаллами серебра:

2AgNO3 + Cu = Cu(NO3)2 + 2 Ag

На железном гвозде появился розовый налет металлической меди:

CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu

Цинк покрылся рыхлым слоем металлического свинца:

Pb(NO3)2 + Zn = Pb + Zn (NO3)2

Мы убедились в том, что активные металлы вытесняют менее активные из растворов их солей.

Билет №13.