- •Л.И. Андрианова, а.П. Пнева, е.В. Рогалева общая химия
- •Глава 1. Основные понятия. Классы неорганических соединений…......5
- •Глава 1. Основные понятия химии
- •Важнейшие классы неорганических соединений
- •1.1. Оксиды
- •Классификация оксидов
- •Способы получения оксидов
- •1.2. Основания
- •1.3. Кислоты
- •1.4. Соли
- •Глава 2. Строение вещества
- •2.1. Строение атома
- •Квантово – механическая модель атома
- •Квантовые числа
- •Распределение электронов по уровням, подуровням и орбиталям во многоэлектронном атоме
- •Электронные формулы
- •2.2. Периодический закон и система д.И. Менделеева
- •Электронные аналоги
- •Свойства элементов
- •2.3. Химическая связь. Строение молекулы
- •Основные параметры химических связей
- •Метод валентных связей. Ковалентная связь
- •Гибридизация электронных облаков
- •Поляризуемость ковалентной связи Полярные и неполярные молекулы. Дипольный момент
- •Ионная связь
- •Металлическая связь
- •2.4. Агрегатное состояние вещества
- •Глава 3. Основные закономерности протекания химических процессов
- •Термодинамика химических процессов
- •Единицей измерения внутренней энергии является джоуль /Дж/.
- •3.2. Кинетика химических процессов
- •3.3. Химическое равновесие
- •Глава 4. Растворы
- •Истинные растворы
- •Способы выражения состава растворов
- •4.2. Жидкие растворы (на примере водных растворов)
- •Тепловой эффект растворения (энтальпия растворения)
- •4.3. Общие свойства растворов
- •Неэлектролиты и электролиты
- •Диссоциация кислот, оснований, солей
- •Сильные и слабые электролиты
- •4.6. Электролитическая диссоциация молекул воды. Ионное произведение воды
- •Глава 5. Реакции в растворах
- •5.1. Реакции ионного обмена
- •Гидролиз солей
- •5.3. Окислительно-восстановительные процессы Cтепень окисления. Окисление и восстановление
- •Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций (овр)
- •1) В кислой среде:
- •2) В нейтральной среде:
- •Нейтральная срела
- •3) В щелочной среде:
- •Глава 5. Электрохимические процессы
- •6.1. Двойной электрический слой. Электродный потенциал
- •6.2. Химические источники электрической энергии
- •Концентрационные гальванические элементы
- •6.3. Аккумуляторы
- •6.4. Электролиз
- •Электролиз расплавов солей
- •Электролиз растворов солей
- •Процессы на катоде
- •Процессы на аноде
- •Глава 7. Cвойства металлов Общая характеристика металлов
- •7.1. Физические свойства металлов
- •7.2. Химические свойства металлов
- •Взаимодействие с простыми веществами
- •Взаимодействие металлов с водой
- •Взаимодействие металлов с кислотами
- •Взаимодействие металлов с раствором щелочи
- •Взаимодействие металлов с растворами солей
- •Глава 8. Коррозия металлов. Методы защиты металлов от коррозии
- •8.1. Виды коррозионных процессов
- •8.2. Методы защиты металлов от коррозии
- •Защита поверхности металла
- •Глава 9. Высокомолекулярные соединения (вмс)
- •9.1. Классификация полимеров
- •9.2. Методы получения полимеров
- •9.3. Физико – химические свойства полимеров
- •9.4. Материалы, получаемые на основе полимеров
- •9.5. Применение некоторых полимеров
- •Глава10. Краткие сведения по аналитической химии и методам физико-химического анализа Идентификация
- •10.1. Качественный анализ
- •10.2. Количественный анализ
- •625000Г. Тюмень, ул. Володарского, 38
- •625039 Г. Тюмень, ул. Киевская, 52
5.3. Окислительно-восстановительные процессы Cтепень окисления. Окисление и восстановление
Окислительно-восстановительные реакции – это реакции, в которых изменяется степень окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ.
Степень окисления- это тот условный заряд, который приобрел бы элемент, если предположить, что он принял или отдал то или иное число электронов.
Для определения степени окисления элемента в соединении пользуются следующими правилами:
степень окисления элемента в простом веществе равна нулю, например, в металле Cu0 или в H20 ,O20 ,N20 ,O30;
атомы кислорода в соединениях проявляют степень окисления, равную -2 (исключение составляют OF2 , где степень окисления равно +2; перекиси, где степень окисления равна -1);
для водорода степень окисления равна +1 (исключение - гидриды щелочных металлов, где степень окисления равна -1);
для фтора степень окисления равна -1;
во всех соединениях атомы металлов имеют только положительную степень окисления. При этом металлы главных подгрупп 1,2,3 групп имеют постоянную степень окисления равную номеру группы;
алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю, а в сложном ионе равна заряду иона.
Например: определим степень окисления серы в H2SO3. Степень окисления водорода равна +1, с.о. кислорода равна -2, тогда степень окисления серы определяется из уравнения 2(+1)+х+3(-2)=0, отсюда х = +4.
Таким образом, можно определить с.о. элемента в любых соединениях.
Степень окисления иногда не совпадает с валентностью. Валентность определяет число связей, образованных данным атомом, поэтому знака не имеет. Степень окисления имеет знак: плюс или минус, который ставится перед числом.
Например: в молекуле аммиака NH3 валентность азота равна 3, а степень окисления равна -3, в молекуле метана СН4валентность углерода равна 4, а степень окисления равна -4.
Степень окисления позволяет охарактеризовать химические свойства вещества и определить, будет ли частица отдавать либо принимать электроны.
Если идет переход электронов с орбитали одной частицы на орбиталь другой, то такой процесс называется отдачей электронов или окислением (степень окисления повышается). Присоединение электронов, сопровождающееся понижением степени окисления, называетсявосстановлением.
Частицы, отдающие электроны, называются восстановителями, а частицы, принимающие электроны - окислителями.
Например:
Cl- - e = Cl0
Cl0 +Cl0 = Cl2
2Cl- - 2e-=Cl2 - процесс окисления
восстановитель
Cu2++2e=Cu0- процесс восстановления
окислитель
В каждой окислительно-восстановительной реакции имеется окислитель и восстановитель.
К типичным восстановителям относятся:
простые вещества, атомы которых имеют малую электроотрицательность.
Например, металлы и многие неметаллы (водород, углерод);
отрицательно заряженные ионы неметаллов (S2-, I-, Br-,l- и др.);
положительно заряженные ионы металлов в низкой степени окисления ( Fe2+, Cr2+, Mn2+, Cu+ и др.).
Только восстановителями могут быть соединения, содержащие элементы в низшей степени окисления, равной (№группы –8) (число электронов, которые атом может присоединить на внешний энергетический уровень)
Окислителями могут быть простые вещества, атомы которых характеризуются высокой электроотрицательностью.
Например: кислород, катионы и анионы, содержащие атомы с высокой степенью окисления - Fe3+, Pb4+, Au3+, NO3-, SO42-, CrO42-. Соединения, содержащие элементы в высшей степени окисления, равной номеру группы, могут быть только окислителями.
Если же вещество содержит элемент в промежуточной степени окисления, то в зависимости от условий проведения реакции оно может быть и окислителем, и восстановителем.
Например: нитрит калия KNO2, содержащий азот в степени окисления равной +3, может как принимать электроны, так и отдавать;
пероксид водорода Н2О2, содержащий кислород в с.о. равной -1, может быть и восстановителем, и окислителем.
В химических окислительно-восстановительных реакциях окисление и восстановление взаимосвязаны. В ходе реакции восстановитель отдает свои электроны, а окислитель принимает. Число отданных электронов должно быть равно числу принятых электронов.
Классификация окислительно-восстановительных реакций
1. Межмолекулярный окислительно-восстановительный процесс- это процесс, в котором окислители и восстановители являются разными веществами.
Например: 0 0 +4 -2
C+O2=CO2
восстановитель окислитель
2. Внутримолекулярный окислительно-восстановительный процесс -это процесс, в котором окислитель и восстановитель представляют атомы одной и той же молекулы.
Например:
-3 +3 0
NH4NO2 = N2 + 2H2O;
+5 -2 -1 0
2KClO3 = 2KCl + 3O2.
3. Реакция диспропорционирования
(самоокисления, самовосстановления)- это процесс, в котором происходит одновременное увеличение и уменьшение степени окисления атомов одного и того же элемента.
Например:
+6 +7 +4
3K2MnO4 + 2H2O = 2KМnO4 + MnO2 + 4KOH,
+6
где Мnявляется окислителем и восстановителем.
Характер окислительно-восстановительной реакции зависит от среды, в которой они протекают. Для создания кислой среды используют серную кислоту, а для создания щелочной среды – раствор гидроксида натрия.