Занятие 1. Электроотрицательность, степени окисления, окислители и восстановители.

• Приветствие участников и проверка связи.  

• Объявление о задержке в трансляции.  

• Курс состоит из трех дней, посвященных основам окислительно-восстановительных реакций ОВР.  

• Введение в три основных понятия: электроотрицательность, степень окисления и валентность.  

• Особое внимание уделяется степени окисления.  

• Понятие электроотрицательности введено Коллингом в 1932 году.  

• Электроотрицательность - способность атома притягивать электроны.  

• Благородные газы не обладают электроотрицательностью из-за отсутствия неспаренных электронов.  

• Электроотрицательность равна сумме энергии ионизации и сродства к электрону.  

• Пример расчета электроотрицательности для фтора и лития.  

• Электроотрицательность измеряется относительно другого элемента.  

• Пример расчета относительной электроотрицательности для фтора относительно лития.  

• Электроотрицательность возрастает в периоде и уменьшается в группе.  

• Электроотрицательность важна для понимания металлических и неметаллических свойств элементов.  

• Высокая электроотрицательность указывает на неметаллические свойства элемента.  

• Металлы обладают низкой электроотрицательностью, так как легко отдают электроны.  

• Электроотрицательность элементов влияет на тип связи между ними.  

• Разница в электроотрицательности определяет тип связи: ковалентная, ионная или ковалентно-полярная.  

• Ковалентная связь характеризуется общими парами электронов, ионная связь — смещением электронной плотности.  

• Ионная связь характеризуется высокой проводимостью и растворимостью в воде.  

• Ковалентная полярная связь имеет долю ионности и обладает определенными кристаллическими решетками.  

• Электроотрицательность позволяет определить тип связи и её свойства.  

• Электроотрицательность уменьшается сверху вниз в группе.  

• Прочность соединений уменьшается с уменьшением электроотрицательности.  

• Реакции с концентрированной серной кислотой показывают различия в прочности связей.  

• Степень окисления характеризует состояние атомов в молекуле.  

• Степень окисления — это условный заряд атома, вычисленный из предположения, что суммарный заряд молекулы равен нулю.  

• Простые вещества имеют степень окисления, равную нулю.  

• Степень окисления водорода равна плюс одному.  

• В гидридах степень окисления водорода равна минус одному.  

• Степень окисления кислорода равна минус двум, кроме дифторида кислорода.  

• Дифторит не является оксидом фтора, а дифторидом кислорода.  

• Электроотрицательность фтора больше, чем у кислорода, поэтому фтор имеет отрицательный заряд.  

• Водород в NaH имеет отрицательный заряд, так как его электроотрицательность выше, чем у натрия.  

• Пероксиды содержат кислород со степенью окисления -1.  

• Надпероксиды содержат кислород со степенью окисления -1/2.  

• Озониды содержат кислород со степенью окисления -1/3.  

• Металлы всегда имеют положительную степень окисления.  

• Это связано с низкой электроотрицательностью металлов.  

• Пример: KMnO4, где марганец имеет степень окисления +7.  

• Низшая степень окисления металлов равна нулю.  

• Высшая степень окисления неметаллов равна номеру группы.  

• Пример: для серы высшая степень окисления +6, низшая -2.  

• Пример: Mg2Si, где магний имеет степень окисления +2, а кремний -4.  

• Пример: Al2S3, где алюминий имеет степень окисления +3, а сера -2.  

• Пример: Cl3N, где хлор имеет степень окисления +3, а азот -3.  

• Электроотрицательность увеличивается слева направо в периоде.  

• Пример: Cl и N, где хлор имеет большую электроотрицательность и отрицательный заряд, а азот - положительный заряд.  

• Переход к понятию валентности.  

• Валентность - это способность атомов образовывать химические связи.  

• Валентность не имеет знака, в отличие от степени окисления, которая показывает условный заряд.  

• Валентность и степень окисления - разные понятия, хотя могут совпадать.  

• Азот в азотной кислоте может образовать максимум четыре связи.  

• Формула азотной кислоты может быть неправильной из-за резонанса.  

• Валентность азота в азотной кислоте равна четырем, а степень окисления - плюс пять.  

• Реакции делятся на два типа: без изменения степеней окисления и с изменением степеней окисления.  

• Пример реакции без изменения степеней окисления: нейтрализация бария гидроксидом.  

• Пример реакции с изменением степеней окисления: разложение оксида ртути.  

• Окисление - это процесс отдачи электронов, повышающий степень окисления элемента.  

• Пример: реакция алюминия с азотной кислотой при нагревании.  

• Алюминий повышает свою степень окисления с нуля до плюс трех.  

• Окисление - это процесс отдачи электронов.  

• Пример: алюминий из нуля переходит в плюс три, отдавая три электрона.  

• Восстановление - это процесс присоединения электронов.  

• Железо из нуля переходит в плюс два, отдавая два электрона.  

• В хлоридах степень окисления хлора всегда минус один.  

• Железо из нуля переходит в плюс два, отдавая два электрона.  

• Восстановление - это присоединение электронов.  

• Пример: марганец из плюс семи переходит в плюс четыре, присоединяя три электрона.  

• Окисление - это отдача электронов.  

• Окислитель - это элемент, принимающий электроны в процессе восстановления.  

• Пример: хром из плюс шести переходит в плюс три, присоединяя три электрона, и является окислителем.  

• Восстановитель - это элемент, отдающий электроны в процессе окисления.  

• Типичный окислитель - это элемент в высшей степени окисления.  

• Пример: марганец в плюс семи является типичным окислителем.  

• Типичный восстановитель - это элемент в низшей степени окисления.  

• Пример: сероводород в минус два является типичным восстановителем.  

• Все металлы в свободном состоянии являются восстановителями.  

• Водород может быть как восстановителем, так и окислителем, но для него более характерны восстановительные свойства.  

• Пероксид водорода H2O2 также является восстановителем, хотя может быть и окислителем.  

• Сероводород H2S и его соли являются типичными восстановителями.  

• Сульфат натрия Na2SO3 также является восстановителем.  

• Йодоводородная и бромоводородная кислоты, а также хлор и его соединения также являются восстановителями.  

• Железо Fe2+, марганец Mn2+ и хром Cr3+ являются восстановителями, так как их степени окисления неустойчивы.  

• Азотистая кислота HNO2 и аммиак NH3 также являются восстановителями.  

• Фосфористая кислота H3PO3 и мышьяковистая кислота H3AsO3 являются электронными аналогами и проявляют схожие свойства.  

• Альдегиды, спирты, муравьиная и щавелевая кислоты являются восстановителями.  

• Глюкоза C6H12O6 также является восстановителем.  

• Галогены являются типичными окислителями.  

• Марганец Mn2+, MnO2 и перманганат калия KMnO4 являются окислителями.  

• Хром Cr3+, Cr2O7 и азотная кислота HNO3 также являются окислителями.  

• Кислород O2 и озон O3 являются сильными окислителями.  

• Пероксид водорода H2O2 и его соли проявляют свойства как окислителей, так и восстановителей.  

• Концентрированная серная кислота H2SO4 и селеновая кислота H2SeO4 являются сильными окислителями.  

• Царская водка, смесь концентрированной азотной и соляной кислот, является сильным окислителем.  

• Она растворяет даже платину и используется для проверки чистоты золота.  

• Для приготовления царской водки смешивают один объем азотной кислоты и три объема соляной кислоты.  

• Царская водка растворяет металлы, которые не реагируют с азотной кислотой.  

• Включает золото, которое является "царем металлов".  

• Концентрированная азотная кислота реагирует с хлором, образуя нейтралхлорид и воду.  

• Хлор является сильным окислителем.  

• Атомарный хлор обладает более сильными окислительными свойствами, чем молекулярный хлор.  

• Атомарный хлор не требует энергии для разрыва связи, что делает его более активным.  

• Золото реагирует с азотной кислотой и хлором, образуя хлорид золота и воду.  

• Свободный хлор легко вступает в реакцию с золотом, образуя хлорид золота.  

• При избытке соляной кислоты возможно образование комплексной соли.  

• Метод электронного баланса и метод полуреакции.  

• Метод электронного баланса более распространен в школах.  

• Пример реакции: медь и ртуть, где медь является восстановителем, а ртуть - окислителем.  

• Приглашение на курс по теории ЕГЭ и школьной программы.  

• Стоимость курса 500 рублей за 8 занятий.  

• Возможность прогнозирования реакций и их направления.