- •Химия учебное пособие
- •Оглавление
- •Введение
- •Тема 1. Систематика химических законов.
- •1.1 Основные стехиометрические законы и расчеты по уравнениям реакций Содержание материала для самостоятельного изучения
- •Основные теоретические положения
- •Решение типовых задач
- •112 Г железа выделяет 67,2 л водорода 5,6 .103 г железа выделяет vх л водорода
- •Задачи для самостоятельного решения
- •1.2 Основные классы неорганических соединений
- •Основные теоретические положения
- •Характер взаимодействия и генетическая связь между основными классами неорганических соединений представлены на рисунке.
- •Решение типовых задач
- •Тема 2. Строение вещества
- •2.1. Строение атома. Периодическая система элементов д.И.Менделеева Содержание материала для самостоятельного изучения
- •Литература: [1 – гл.1, §§ 1.1…1.4]; [2 – гл.1, §§ 1.1….1.4]; [3 – гл.Іі, §§ 17…19; гл.III, §§ 25…34]. Решение типовых задач
- •Задачи для самостоятельного решения
- •2.2. Химическая связь и строение простых молекул
- •Основные теоретические положения
- •Решение типовых задач
- •2.3. Окислительно-восстановительные реакции
- •Задачи для самостоятельного решения
- •Тема 3. Общие закономерности химических процессов
- •3.1 Энергетика химических процессов. Химическое сродство
- •Литература: [1 – гл.5, §§ 5.1…5.4]; [2 – гл.І,іі §§ 1.1…1.4, 2.1…2.3]; [3 – гл.Vі, §§ 55,56,66…68].
- •Решение типовых задач
- •Задачи для самостоятельного решения
- •3.2. Химическая кинетика и равновесие
- •Литература: [1 – гл.V, §§ 5.5, 7.1-7.3]; [2 – гл.VI, §§ 6.1-6.6];
- •Основные теоретические положения
- •Решение типовых задач
- •Согласно уравнению Вант–Гоффа:
- •Задачи для самостоятельного решения
- •Тема 4. Растворы
- •4.1. Способы выражения концентрации растворов Содержание материала для самостоятельного изучения
- •Литература: [1 – гл.4, § 4.1]; [2 – гл.7, §§7.1, 7.2]; [3 – гл.VII§§ 73…77]. Основные теоретические положения
- •Решение типовых задач
- •Задачи для самостоятельного решения
- •Решение типовых задач
- •Константы диссоциации некоторых слабых электролитов при 25оС
- •Задачи для самостоятельного решения
- •4.3 Водородный показатель рН.
- •Отсюда находим водородный показатель раствора сн3соон:
- •Решение. Соль nh4no3 образована слабым основанием nh4oh и сильной кислотой hno3. При растворении она диссоциирует на ионы:
- •Задачи для самостоятельного решения
- •4.4 Жесткость воды и методы ее устранения Содержание материала для самостоятельного изучения
- •Литература: [1 - гл.12, § 12.3]; [2 - гл.VIII, § 8.6]; [3 - гл.VII, § 69; гл. XIX, §§ 211,212]. Основные теоретические положения
- •Решение типовых задач
- •Задачи для самостоятельного решения
- •Тема 5. Электрохимические системы
- •5.1. Электродные потенциалы и электродвижущие силы Содержание материала для самостоятельного изучения
- •Основные теоретические положения
- •Решение типовых задач
- •Стандартные электродные потенциалы в водных растворах
- •Задачи для самостоятельного решения
- •5.2. Электролиз Содержание материала для самостоятельного изучения
- •Задачи для самостоятельного решения
- •Коррозия и защита металлических конструкций Содержание материала для самостоятельного изучения
- •Тема 6. Специальные разделы химии
- •6.1. Гетерогенные дисперсные системы Содержание материала для самостоятельного изучения
- •Литература: [1 - гл.8, 15, §§ 8.7; 15.3]; [2 – гл.7, § 7.8]; [3-гл.Х, §§ 105…109; 112…114]. Основные теоретические положения
- •Молекулы пав обозначены общепринятым символом:
- •Решение типовых задач
- •Задачи для самостоятельного решения
- •6.2. Основы химии неорганических вяжущих веществ Содержание материала для самостоятельного изучения
- •Основные теоретические положения
- •Задачи для самостоятельного решения
- •6.3. Органические соединения. Полимеры
- •Основные теоретические положения
- •Решение типовых задач
- •Задачи для самостоятельного решения
- •Библиографический список
- •Заключение
- •Варианты контрольных заданий
2.3. Окислительно-восстановительные реакции
Содержание материала для самостоятельного изучения
Понятие о степени окисления элементов в соединении. Окислительно-восстановительные реакции. Окислительные и восстановительные свойства простых веществ и химических соединений. Метод электронного баланса – метод составления уравнений окислительно-восстановительных реакций.
Литература: [1 – гл.10, §§ 10.1…10.4]; [3 – гл.ІХ, §§ 93…97].
Основные теоретические положения
Степень окисления (С.О.)условная величина, под которой понимают воображаемый заряд атома в соединении, вычисленный исходя из предположения, что соединение состоит из ионов.
Степень окисления элемента в простом веществе равна нулю. Номер группы (N) в периодической системе элементов Д.И.Менделеева совпадает с максимальной положительной степенью окисления атома в соединении, исключая фтор и кислород. Для неметаллов минимальная отрицательная степень окисления определяется как разность между 8 и номером группы, в которой находится элемент (8 -N). Минимальна степень окисления металлов равна (0).
Многие элементы проявляют переменную степень окисления, поэтому С.О. элемента в соединении можно рассчитать исходя из того, что суммарная степень окисления молекулы равна нулю.
Реакции, в результате которых изменяются степени окисления элементов, называются окислительно-восстановительными. Процесс отдачи электронов, сопровождающийся повышением С.О., называется окислением. Вещества, отдающие электроны в ходе реакции, называются восстановителями. Присоединение электронов, сопровождающееся понижением С.О., называется восстановлением. Вещества, присоединяющие электроны, - окислители. Реакция окисления неотделима от реакции восстановления, каждая из них составляет одну из двух неразрывно связанных стадий единого процесса окисления-восстановления. Общее число электронов в системе при реакциях не изменяется: число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем.
Одним из методов составления уравнений окислительно-восстановительных реакций является метод электронного баланса,
основанный на определении общего числа электронов, перемещающихся от восстановителя к окислителю (см. задачу 2).
Решение типовых задач
Задача 1. Исходя из степени окисления марганца в соединении К2МnО4, укажите, какую функцию он может выполнять в окислительно-восстановительной реакции?
Решение. Находим степень окисления марганца в данном соединении, зная, что суммарная С.О. молекулы равна нулю, С.О. кислорода – (- 2), натрия – (+1). Обозначим степень окисления марганца (Х), тогда К2 +1МnXО4-2. Суммарная степень окисления молекулы складывается из С.О. всех входящих в нее элементом с учетом их числа, то есть (+1)∙2 + (Х) + (-2)∙4 = 0, отсюда С.О. марганца (+6). Марганец находится в седьмой группе периодической системы элементов Д.И.Менделеева следовательно, максимальная положительная С.О. его (+7), минимальная – (0). В данном соединении марганец проявляет промежуточную степень окисления. Таким образом, с одной стороны Мn+6 может отдавать электроны Мn+6 - е → Мn+7, Мn+6 – восстановитель, с другой - принимать Мn+6 + 6е → Мn0, Мn+6 – окислитель.
К2МnО4 может быть как окислителем, так и восстановителем.
Задача 2. Составьте электронные уравнения, расставьте коэффициенты в приведенной ниже схеме реакции, укажите восстановитель и окислитель, процессы восстановления и окисления.
Na2V4O9 + Zn + HCl → VCl3 + ZnCl2 + +NaCl + H2O
Решение. Определяем степени окисления всех элементов в исходных веществах и продуктах реакции (см. задачу 1).
Na+12V4+4O-29 + Zn0 + H+1Cl-1 → V+3Cl3 + Zn+2Cl-1 Na+1Cl-1 H+12O-2 .
Находим элементы, изменившие степень окисления, и записываем электронные уравнения реакций окисления и восстановления:
4V+4 + 4e → 4V+, процесс восстановления, V+4 – окислитель;
Zn0 - 2e → Zn+2, процесс окисления, Zn0 – восстановитель.
Так как в состав исходного соединения входит 4 ионов, то в электронном уравнении это необходимо учесть, поставив коэффициент 4 перед V+4 и V+3. Исходя из того, что число отданных и принятых электронов должно быть одинаковым, находим общее число электронов, участвующих в реакции, и коэффициенты у окислителя, восстановителя и продуктов восстановления и окисления. В процессе участвуют 4 электрона (наименьшее общее кратное 2 и 4; отсюда, коэффициенты у окислителя и восстановителя соответственно равны 1 и 2).
Коэффициенты у остальных участников реакции рассчитываем исходя из материального баланса в такой последовательности: у соли, кислоты или основания, воды. В данной реакции ионов Nа+1 в левой части уравнения 2, следовательно, перед NаСl ставим коэффициент 2. Коэффициент перед кислотой находим по числу кислотных остатков в правой части уравнения. Так, число Сl-1 справа – 18, значит перед НСl должен стоять коэффициент 18.
Если среда реакции щелочная, то коэффициент рассчитываются по числу ионов металла, входящего в состав основания, у продуктов реакции. Коэффициент у воды определяется по числу ионов водорода в левой части уравнения. В данном уравнении в левой части 18 ионов водорода, отсюда коэффициент перед водой должен быть равен 9.
Na2V4O9 + 2 Zn + 18 HCL →4 VCl3 + 2 ZnCl2 + 2 NaCl + 9 H2O.
Проверку правильности расчета коэффициентов делаем по кислороду: если все выполнено правильно, то ионов кислорода в обеих частях уравнения одинаково (9 = 9).
Задача 3. Может ли происходить окислительно-восстановительная реакция между Н2S и Н2SО3? Ответ поясните. Решение. Определяем степень окисления серы в соединениях (см. задачу 1). Н2 S-2, Н2S+4О3. S-2 - сера проявляет низшую степень окисления, следовательно, может только отдавать электроны и выполнять только функцию восстановителя (S-2 – 2e →So); S+4 – у серы промежуточная степень окисления, она может быть как окислителем (S+4 + 4e→ S0), так и восстановителем (S+4 - 2e→ S+6). Реакция возможна, Н2SО3 будет выполнять в ней функцию окислителя.