- •Содержание
- •Предисловие
- •ЧАСТЬ I. ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
- •ГЛАВА 1. Важнейшие понятия и законы химии
- •§1.1. Основные понятия химии
- •§ 1.2. Основные стехиометрические законы химии
- •§ 1.3. Атомно-молекулярная теория
- •§ 1.4. Задачи с решениями
- •ГЛАВА 2. Строение атома и периодический закон
- •§ 2.1. Развитие представлений о сложном строении атома
- •§ 2.2. Модели строения атома
- •§ 2.3. Квантовые числа электронов
- •§ 2.4. Электронные конфигурации атомов
- •§ 2.5. Ядро атома и радиоактивные превращения
- •§ 2.6. Периодический закон
- •§ 2.7. Задачи с решениями
- •§ 3.1. Природа химической связи
- •§ 3.2. Ковалентная связь
- •§ 3.3. Валентность элементов в ковалентных соединениях
- •§ 3.4. Пространственное строение молекул
- •§ 3.7. Межмолекулярные взаимодействия
- •§ 3.8. Агрегатные состояния вещества
- •§ 3.9. Задачи с решениями
- •ГЛАВА 4. Основные положения физической химии
- •§ 4.2. Химическая кинетика и катализ
- •§ 4.4 Задачи с решениями
- •§5.1. Растворы
- •§ 5.2. Электролиты и электролитическая диссоциация
- •§ 5.3. Ионные уравнения реакций
- •§ 5.4. Задачи с решениями
- •§ 6.1. Основные типы химических реакций
- •§ 6.3. Количественные характеристики ОВР
- •§ 6.4. Электролиз растворов и расплавов электролитов
- •§ 6.5. Задачи с решениями
- •ЧАСТЬ II. НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
- •§ 7.1. Классификация простых и сложных веществ
- •§7.2. Оксиды
- •§ 7.3. Основания (гидроксиды металлов)
- •§ 7.4. Кислоты
- •§7.5. Соли
- •§ 7.6. Гидролиз солей
- •§ 7.7. Задачи с решениями
- •ГЛАВА 8. Подгруппа галогенов
- •§8.1. Общая характеристика галогенов
- •§ 8.2. Химические свойства и получение галогенов
- •§ 8.4. Кислородсодержащие кислоты галогенов
- •§ 8.5. Задачи с решениями
- •§9.1. Общее рассмотрение
- •§ 9.2. Химические свойства водорода
- •§ 9.3. Задачи с решениями
- •ГЛАВА 10. Элементы подгруппы кислорода
- •§ 10.2 Химические свойства кислорода
- •§ 10.4 Сероводород. Сульфиды
- •§ 10.5 Оксид серы (IV). Сернистая кислота
- •§10.7 Задачи с решениями
- •ГЛАВА 11. Подгруппа азота и фосфора
- •§11.1. Общая характеристика
- •§ 11.2 Химические свойства простых веществ
- •§ 11.3. Водородные соединения азота и фосфора
- •§ 11.4 Кислородные соединения азота и фосфора
- •§ 11.5. Задачи с решениями
- •ГЛАВА 12. Подгруппа углерода и кремния
- •§ 12.2. Химические свойства углерода и кремния
- •§ 12.3. Кислородные соединения
- •§ 12.4 Карбиды и силициды
- •§ 12.5. Задачи с решениями
- •§ 13.1 Общее рассмотрение
- •§ 13.2 Химические свойства металлов
- •§ 13.3. Соединения s-металлов
- •§ 13.4 Задачи с решениями
- •ГЛАВА 14. Алюминий
- •§ 14.1 Общее рассмотрение
- •§ 14.2 Соединения алюминия
- •§ 14.3 Задачи с решениями
- •ГЛАВА 15. Главные переходные металлы
- •§15.1 Общая характеристика
- •§ 15.2. Хром и его соединения
- •§ 15.3 Марганец и его соединения
- •§ 15.4 Железо и его соединения
- •§ 15.6 Серебро и его соединения
- •§ 15.7 Задачи с решениями
- •ГЛАВА 16. Основные понятия органической химии
- •§16.1. Структурная теория
- •§ 16.2. Классификация органических соединений
- •§ 16.4. Изомерия органических соединений
- •§ 16.6. Классификация органических реакций
- •§ 16.7. Задачи с решениями
- •ГЛАВА 17. Предельные углеводороды
- •§17.1. Алканы
- •§ 17.2. Циклоалканы
- •§ 17.3. Задачи с решениями
- •§ 18.1. Алкены
- •ГЛАВА 19. Алкины
- •ГЛАВА 20. Ароматические углеводороды
- •ГЛАВА 21 Гидроксильные соединения
- •§ 21.2. Многоатомные спирты
- •§21.3. Фенол
- •§21.4. Задачи с решениями
- •ГЛАВА 22. Карбонильные соединения
- •ГЛАВА 23. Карбоновые кислоты и их производные
- •§23.1. Карбоновые кислоты
- •§23.2. Функциональные производные карбоновых кислот
- •§23.3. Жиры
- •§23.4. Задачи с решениями
- •ГЛАВА 24. Углеводы
- •§24.1. Моносахариды
- •§24.2. Сахароза
- •§24.3. Полисахариды
- •§24.4. Задачи с решениями
- •ГЛАВА 25. Амины. Аминокислоты
- •§25.1. Амины
- •§25.2. Аминокислоты
- •§25.3. Белки
- •§25.4. Задачи с решениями
- •ГЛАВА 26. Нуклеиновые кислоты
§ 6.3. Количественные характеристики ОВР
Возможность протекания любой ОВР в реальных услови¬
ях обусловлена рядом причин: природой окислителя и вос¬
становителя, кислотностью среды, температурой и т.д.
Учитывать каждый раз все эти факторы нелегко, поэтому для установления критерия возможности протекания той или
иной ОВР используют особые характеристики стандарт¬
ные окислительно-восстановищельные потенциалы (или просто
стандартные потенциалы). Стандартные потенциалы учи¬
тывают главную особенность ОВР они протекают с пере¬
носом электронов от восстановителя к окислителю.
Чтобы понять физико-химический смысл таких потенциа¬
лов, необходимо проанализировать так называемые элек¬
трохимические процессы.
Химические процессы, сопровождающиеся возникновени¬
ем электрического тока или вызываемые им, называются
электрохимическими.
Известно, что энергия, освобождающаяся при ОВР, может
бьггь превращена в электрическую практически это осу¬
ществляется в гальваническом элементе. Работа химических
источников тока обычно рассматривается на примере про¬ стейшего гальванического элемента элемента Якоби-
Даниэля (см. любой школьный учебник физики), в котором протекает следующая ОВР:
Zn + C11SO4 = ZnS04 + Cui.
Особенность осуществления ОВР в гальваническом эле¬
менте состоит в том, что электроны от восстановителя (Zn) к
окислителю (Си2*) переносятся по внешней цепи и могут со¬
вершать электрическую работу.
Ток течет от точки с более высоким потенциалом к точке
с более низким потенциалом; знак (+) приписывается медно¬
му электроду, знак (-) цинковому. Тогда измеренная раз¬ ность потенциалов считается положительной. Теоретически
можно использовать в элементе любую ОВР. |
раствор" |
Разность потенциалов "вещество электрода |
как раз и служит количественной характеристикой способ¬
ности вещества (как металлов, так и неметаллов) переходить в раствор в виде ионов, т.е. характеристикой ОВ способности
иона и соответствующего ему вещества.
96
Такую разность потенциалов называют электродным по¬
тенциалом.
Одкако прямых методов измерении такой разности по¬
тенциалов не существует, поэтому условились их определять
по отношению так называемому стандартному водородно¬
му электроду, потенциал которого условно принят за ноль
(часто его также называют электродом сравнения). Стан¬
дартный водородный электрод состоит из платиновой плас¬ тинки, погруженной в раствор кислоты с концентрацией ио¬ нов Н+ 1 моль/л и омываемой струей газообразного водорода при стандартных условиях (см. § 4.1).
Если пластинку некоторого металла, погруженную в рас¬ твор его соли с концентрацией ионов металла, равной 1
моль/л, соединить со стандартным водородным электродом,
то получится гальванический элемент. Электродвижущая си¬
ла этого элемента (ЭДС), измеренная при 25 °С, и характери¬
зует стандартный электродный потенциал металла, обозна¬ чаемый обычно как ЕР.
В таблице 6.1 представлены значения стандартных элек¬
тродных потенциалов некоторых металлов. Потенциалы
электродов, выступающих как восстановители по отноше¬
нию к водороду, имеют знак а знаком "+" отмечены по¬
тенциалы электродов, являющихся окислителями.
Металлы, расположенные в порядке возрастания их стан¬
дартных электродных потенциалов, образуют так называе¬
мый электрохимический ряд напряжений металлов:
Li, Rb, К, Ва, Sr, Са, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au.
Ряд напряжений характеризует химические свойства ме¬
таллов:
1.Чем более отрицателен электродный потенциал метал¬
ла, тем больше его восстановительная способность.
2.Каждый металл способен вытеснять (восстанавливать)
из растворов солей те металлы, которые стоят в ряду напря¬
жений металлов после него. Исключениями являются лишь
щелочные и щелочноземельные металлы, которые не будут
восстанавливать ионы других металлов из растворов их со-
лей. Это связано с тем, что в этих случаях с большей ско¬
ростью протекают реакции взаимодействия металлов с во¬
дой.
4-574 |
97 |
|
3. Все металлы, имеющие отрицательный стандартный
электродный потенциал, т.е. находящиеся в ряду напряжений
металлов левее водорода, способны вытеснять его из раство¬
ров кислот.
Представленный ряд характеризует поведение металлов и
их солей только в водных растворах, поскольку потенциалы учитывают особенности взаимодействия того или иного ио¬
на с молекулами растворителями. Именно поэтому электро¬ химический ряд начинается литием, тогда как более ак¬
тивные в химическом отношении рубидий и калий находятся
правее лития. Это связано с исключительно высокой энерги¬
ей процесса гидратации ионов лития по сравнению с ионами
других щелочных металлов.
Таблица 6.1. Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы при 25 С (298 К)
|
Полуреакции |
|
В |
F2 + 2е |
2F~ |
|
2,87 |
Мп04" + 8Н+ + 5е -> Мп2+ + 4НгО |
|
1,52 |
|
РЬОг + 4Н+ + 2е - |
РЬ + 2НгО |
|
1,46 |
СЮз + 6Н+ + 6е - |
СГ + ЗН2О |
|
1,45 |
|
Аи3* + Зе |
Аи |
1,42 |
СЬ + 2е |
2СГ |
|
1,36 |
СгЮ?2" + 14Н+ + 6с -> 2Сг* + 7НгО |
|
1,35 |
|
2N03' + 12Н+ + 10е -> N2 + 6Н2О |
|
1,24 |
|
|
Pt2+ + 2е |
Pt |
1,20 |
Вгг + 2е - |
2Вг |
|
1,07 |
ЫОз' + 4Н+ + Зе - |
NO + 2Н2О |
|
0,96 |
N03- + 10Н+ + 8е |
NH4+ + ЗН2О |
|
0,87 |
|
Hg2+ + 2е -> Hg |
0,86 |
|
N03' + 2Н+ + е |
Ag+ + е |
Ag |
0,80 |
NOz + Н2О |
|
0,78 |
|
Fe3+ + с - |
Fe2+ |
|
0,77 |
МпОГ + 2НгО + Зе -> МпОг + 40Н" |
|
0,57 |
|
МпОГ + е |
МпО*2- |
|
0,54 |
12+ 2е -> 2Г |
|
0,54 |
|
|
Си+ + е -* Си |
0,52 |
|
|
Си2+ + 2е -> Си |
0,34 |
|
|
Bi3+ + Зе |
Bi |
0,23 |
SO42" + 4Н+ + 2е -> SO2 + 2НгО |
|
0,20 |
|
S042- + 8Н+ + 8с |
S2- + 4НгО |
|
0,15 |
2Н+ + 2е -> Н2 |
|
0,0 |
|
|
РЪ2+ + 2е -> РЬ |
-0,13 |
98
Sn2+ |
+ 2е |
Sn |
-0,14 |
Ni2* |
+ 2е |
-> Ni |
-0,25 |
Со2* |
+ 2е -» Со |
-0,28 |
|
Cd2+ |
+ 2е -> Cd |
-0,40 |
|
Fe2+ + 2е -> Fe |
-0,44 |
||
Cr3+ + Зе |
|
-0,45 |
|
Сг |
-0,71 |
||
Zn2+ + 2е -> Zn |
-0,76 |
||
Mn2f + 2е -* Мп |
-1,05 |
||
А13+ |
+ Зе -» А1 |
-1,67 |
|
Mg2+ + 2е -* Mg |
-2,34 |
||
Na+ + е -> Na |
-2,71 |
||
Са2+ |
+ 2е -> Са |
-2,87 |
|
Sr2+ |
+ 2е |
Sr |
-2,89 |
Ва2+ |
+ 2е -> Ва |
-2,90 |
|
К+ + е -> К |
-2,92 |
||
Rb+ + е |
Rb |
-2,99 |
|
Li+ 4- е -> Li |
-3,02 |
Одновременно в таблице 6.1 приведены стандартные
окислительно-восстановительные потенциалы Е°, которые измерены для неметаллических систем типа (6.1), находя¬ щихся в равновесном состоянии по отношению к нормаль¬
ному водородному электроду.
В таблице приведены полуреакции восстановления сле¬
дующего общего вида: |
|
|
Ox + «e-»R, |
(6.1) |
|
где Ох окисленная форма, R |
восстановленная форма. |
|
Алгебраическое значение |
стандартного |
окислительно¬ |
восстановительного потенциала характеризует окислитель¬
ную активность соответствующей окисленной формы. По¬ этому сопоставление значений стандартных окислительно-
восстаг'оеителъных потенциалов позволяет ответить на во¬
прос: протекает |
ли та или иная окислительно- |
|
восстановительная реакция? |
|
|
Так, все полуреакции окисления галогенид-ионов до сво¬ |
||
бодных галогенов |
£°= -1,36 В |
|
2СГ - 2е = С12 |
(6.2) |
|
2ВГ - 2е = Вг2 |
ЕР = -1,07 В |
(6.3) |
2Г - 2е = 12 |
ЕР = -0,54 В |
(6.4) |
могуг быть реализованы в стандартных условиях при ис¬
пользовании в качестве окислителя оксида свинца (IV) (ЕР =
Л" |
99 |