- •1. Важнейшие классы неорганических соединений введение
- •Лабораторная работа Цель работы: Ознакомление с реакциями образования оксидов металлов и неметаллов, их гидратов, солей, а также со свойствами основных классов неорганических соединений.
- •6. Получение и свойства амфотерных гидроксидов
- •2.Основы объемного химического анализа введение
- •Лабораторная работа
- •3. Химическая кинетика Лабораторная работа 1
- •Описание изучаемой химической реакции
- •Опыт 3. Влияние температуры на скорость химической реакции
- •4.Ионные реакции в растворах введение
- •I. Реакции образования осадков слаборастворимых веществ
- •II. Реакции образования молекул слабых электролитов и газообразных веществ.
- •III. Реакции образования молекул слабых электролитов при разрушении менее “прочных” веществ
- •IV. Цепочка последовательно протекающих реакций образования осадков более “прочных” веществ при разрушении осадков менее “прочных” веществ
- •5. Водородный показатель Введение
- •Лабораторная работа
- •9. Гидролиз солей Введение
- •1. Соль образована несильной кислотой.
- •2. Соль образована несильным основанием
- •3. Соль образована несильной кислотой и несильным основанием
- •4. Ступенчатые реакции гидролиза
- •Лабораторная работа
- •7. Окислительно-восстановительные реакции. Введение
- •Лабораторная работа.
- •8. Комплексные соединения Лабораторная работа
- •9.Тепловые эффекты химических процессов Лабораторная работа
- •Контрольные вопросы
- •10. Жесткость воды Введение
- •Лабораторная работа
- •Выполнение работы
- •11. Основы электрохимии. Гальванические элементы Лабораторная работа
- •Приложения
- •1.Константы диссоциации воды и некоторых слабых кислот и оснований в водных растворах (0,1 n)
- •2.Произведение растворимости труднорастворимых в воде веществ при 25оС
- •3.Константы нестойкости некоторых комплексных ионов
- •Литература
- •Содержание
7. Окислительно-восстановительные реакции. Введение
Окислительно-восстановительными реакциями (ОВР) называются реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов. Изменение степеней окисления происходит вследствие перехода электронов от одних атомов к другим. Процесс потери электронов, сопровождающийся повышением степени окисления атомов, называется окислением:
Fe - 2e ® Fe2+ . (1)
Процесс присоединения электронов, сопровождающийся понижением степени окисления атомов, называется восстановлением:
S + 2e ® S2-. (2)
В ОВР атом, принимающий электроны, называется окислитель, а атом, отдающий электроны, - восстановитель. Следовательно, окислитель принимает электроны и восстанавливается, а восстановитель отдает электроны и окисляется.
В любой ОВР, как и в любом другом химическом или физическом процессе, должны выполняться законы сохранения вещества (атомов) и заряда (электронов). Следовательно, в ОВР число отданных электронов должно быть равно числу принятых электронов. На этом положении основаны методы расстановки коэффициентов в ОВР. Наиболее распространенным методом является метод полуреакций. Рассмотрим его на примерах.
Пример 1: C + HNO3 ® CO2 + NO + H2O.
1). указываем степень окисления у тех элементов, которые ее изменяют в ходе реакции:
C0 + HN+5O3 ® C+4O2 + N+2O +H2O.
Отсюда видно, что С0-восстановитель,аN+5-окислитель.
2). В растворе атом-окислитель находится в составе иона NO3-, а атом-восстановитель в виде простого вещества С; продукт восстановления - молекула NO, а продукт окисления - молекула CO2. Следовательно, реально мы имеем переходы:
C ® CO2,
NO3- ® NO.
Однако в этих переходах не выполняются законы сохранения вещества и зарядов. Углерод должен получить два атома кислорода. Так как реакция протекает в водном растворе, источником кислорода могут быть молекулы воды. Две молекулы воды отдадут два иона кислорода О-2, однако в качестве побочных продуктов будут четыре иона водорода Н+. Ионы кислорода связываются с углеродом с образованием СО2:
С + 2Н2О ® СО2 + 4Н+.
В этой полуреакции уже выполнен закон сохранения вещества, однако не выполнен закон сохранения зарядов: суммарный заряд частиц слева от стрелки равен нулю, а справа +4. Следовательно, для соблюдения закона сохранения зарядов из левой части уравнения необходимо вычесть 4 электрона:
С + 2Н2О - 4е- ® СО2 + 4Н+.
При составлении полуреакции перехода NO3- в NO следует воспользоваться «услугами» ионов водорода, которые присутствуют в растворе (HNO3®H+ + NO3-):
NO3- + 4H+ + 3e-® NO + 2H2O
3).Для двух полученных полуреакций
С + 2Н2О - 4е- ® СО2 + 4Н+,
NO3- + 4H+ + 3e-® NO + 2H2O
добьемся равенства чисел отданных и принятых электронов. Очевидно, что для этого первую полуреакцию нужно умножить на 3, а вторую на 4:
С + 2Н2О - 4е- ® СО2 + 4Н+ ´3,
NO3- + 4H+ + 3e-® NO + 2H2O ´4.
Сделаем это и сложим обе полуреакции, произведя необходимые сокращения:
3С+4NO3- + 4H+® 3СО2 + 4NO + 2H2O.
В результате мы получили ионное уравнение реакции. Ее молекулярный вид:
3С+4 НNO3 ® 3СО2 + 4NO + 2H2O.
Все коэффициенты в нем уже присутствуют.
Пример 2.
3H2S-2+K2Cr+62O7+4H2SO4®3S0+Cr+32(SO4)3+K2SO4+ 7H2O
Н2S - 2e- ® S +2H+´3,
Cr2O72-+14H++6e® 2Cr+3 +7H2O ´1.