- •Содержание
- •Введение
- •1 Основные понятия и законы химии
- •1.1 Основные понятия химии
- •1.2 Основные законы химии
- •2 Основные классы неорганических соединений
- •2.1 Простые вещества
- •2.2 Сложные вещества
- •3 Растворы
- •3.1 Общие свойства растворов
- •3.1.2 Способы выражения состава растворов
- •3.1.3 Физико-химические процессы образования растворов
- •3.1.4 Экстракция
- •3.2 Растворы неэлектролитов
- •3.2.1 Законы Рауля
- •3.2.2 Осмос
- •3.3 Растворы электролитов
- •3.3.1 Электролитическая диссоциация
- •3.3.2 Сильные и слабые электролиты
- •3.4 PH водных растворов
- •4 Ионно-обменные реакции
- •4.1 Необратимые ионно-обменные реакции
- •4.2 Обратимые ионно-обменные реакции
- •5 Гидролиз солей
- •5.1 Различные случаи гидролиза
- •2) Гидролиз соли образованной сильным основанием и слабой кислотой
- •3) Гидролиз соли образованной слабым основанием и слабой кислотой
- •5.2 Константа гидролиза
- •5.3 Смещение равновесия при гидролизе
- •6. Окислительно-восстановительные реакции
- •6.1 Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
- •6.2 Прогнозирование окислительно-восстановительных свойств веществ по степеням окисления элементов
- •6.3 Основные типы окислительно-восстановительных реакций
- •6.4 Взаимодействие металлов с водой, кислотами и щелочами
- •7 Гальванические элементы
- •7.1 Принцип работы гальванического элемента
- •7.2 Водородный электрод сравнения. Электрохимический ряд
- •8 Электролиз
- •8.1 Электролиз расплавов
- •8.2 Электролиз водных растворов
- •8.3 Количественные расчёты в электролизе
- •8.4 Химические источники электрической энергии
- •9 Коррозия металлов
- •9.1 Виды и типы коррозии
- •9.2 Способы защиты металлов от коррозии
- •9.2.1 Изолирование металлов от внешней среды
- •9.2.2 Изменение состава коррозионной среды
- •9.2.3 Рациональное конструирование
- •9.2.4 Электрохимические способы защиты от коррозии
- •10 Термодинамика
- •10.1 Внутренняя энергия и энтальпия. Закон Гесса
- •Или через промежуточный продукт (со) в две реакции:
- •10.2 Энтропия
- •10.3 Энергия Гиббса
- •11 Химическая кинетика Химическая кинетика – учение о скоростях и механизмах протекания химических реакций.
- •11.1 Скорость реакции
- •Основные факторы, влияющие на скорость реакции:
- •Число частиц с энергией большей, чем Еа равно заштрихованной площади.
- •12.1.2 Модель атома по Бору
- •12.2 Современные представления о строении атома
- •13 Периодический закон и периодическая таблица д.И. Менделеева
- •14 Химическая связь и строение молекул
- •14.1 Химическая связь
- •14.1.1 Квантово-механическое описание модели молекулы водорода
- •14.1.2 Основные характеристики химической связи
- •Валентный угол–это угол между двумя химическими связями.Он отражает геометрию молекулы.
- •14.1.3 Типы химических связей Ковалентная связь –это связь между двумя атомами за счет образования общей электронной пары.
- •14.2 Состав и строение молекул
- •15 Типы кристаллических решеток
- •16.1 Общая характеристика s-элементов первой и второй групп
- •16.2 Свойства воды
- •16.2.1 Строение молекулы воды
- •16.2.2 Физические свойства воды
- •16.2.3 Химические свойства воды
- •16.3 Жесткость воды
- •18 Комплексные соединения
- •18.1 Состав комплексных соединений
- •18.2 Реакции с участием комплексных соединений
- •19.8.1 Элементы триады железа
- •19.8.2 Платиновые металлы
- •20 Органические соединения
- •20.1 Углеводороды
- •20.2 Кислородсодержащие соединения
- •20.3 Амины и аминокислоты
- •21 Полимеры
- •21.1 Классификации полимеров
- •21.2 Полимеризационные полимеры
- •21.3 Поликонденсационные полимеры
- •21.4 Структура и состояние полимеров
- •22 Рабочие вещества низкотемпературной техники
- •22.2 Хладагенты органического происхождения
- •Список использованных источников
6. Окислительно-восстановительные реакции
Окислительно-восстановительные реакции – это реакции, в ходе которых изменяются степени окисления реагирующих веществ.
6.1 Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
Основные понятия
Окислитель – это элемент или вещество, принимающие электроны (при этом окислитель восстанавливается).
Восстановитель – это элемент или вещество, отдающие электроны (при этом восстановитель окисляется).
Степень окисления – это условный заряд атома в соединении исходя из предположения, что происходит полная ионизация связей. Степень окисления является важной характеристикой элементов в соединении и необходима для определения окислительно-восстановительных свойств исходных веществ, прогнозирования образующихся продуктов и уравнивания реакций методом электронного баланса.
Расчет степеней окисления (с.о.) элементов в соединении основан на том, что алгебраическая сумма степеней окисления всех элементов равна нулю для молекул или, в случае ионов, его заряду:
1) в простых веществах связи между атомами неполярные и поэтому с.о. элементов равны нулю;
2) в сложных веществах более электроотрицательные элементы имеют отрицательные с.о., а менее электроотрицательные – положительные с.о.;
3) в большинстве соединений с.о. водорода, за исключением гидридов металлов, равна +1. Кислород в оксидах проявляет с.о. –2. В пероксидах (Н2О2, Na2O2 и др.) с.о. кислорода равна –1. Постоянные степени окисления в соединениях имеют щелочные металлы +1, щелочноземельные +2, алюминий +3, цинк +2 и другие металлы.
Примеры расчета с.о.:
1) найдем степень окисления серы в серной кислоте.
В молекуле H2SO4 сумма с.о. всех элементов равна нулю. Составим уравнение: 2(+1) + х + 4(–2) = 0, откуда х = +6, т.е. с.о. серы в серной кислоте равна +6.
2) найдем степень окисления азота в NO3–.
Составим уравнение: х+3 (–2) = –1, откуда х = +5, т.е. с.о. азота в нитрат ионе равна +5.
6.2 Прогнозирование окислительно-восстановительных свойств веществ по степеням окисления элементов
Как отмечалось ранее, металлы могут быть только восстановителями, а неметаллы как окислителями, так и восстановителями.
В сложном соединении существуют элементы в положительных степенях окисления и элементы в отрицательных степенях окисления. Элемент в высшей с.о. может быть только окислителем, в низшей с.о. – только восстановителем, а в промежуточной может быть как окислителем, так и восстановителем.
К важнейшим окислителям относятся: галогены, кислород, некоторые оксиды (PbO2, CrO3), пероксиды (H2O2, Na2O2), перманганаты (KMnO4), дихроматы (K2Cr2O7), азотная кислота, нитраты и др.
К важнейшим восстановителям относятся: щелочные и щелочноземельные металлы, цинк, магний, алюминий, железо, водород, сульфиды и сульфиты, аммиак и др.
6.3 Основные типы окислительно-восстановительных реакций
Существует три типа окислительно-восстановительных реакций: межмолекулярные, внутримолекулярные и самоокисления–самовосстановления (или диспропорционирования). Примеры:
1) межмолекулярные – окислителем и восстановителем являются элементы, входящие в состав разных соединений. Например:
2Na2S+4O3(вос-ль) + O02(ок-ль) = 2Na2S+6O–24.
2) внутримолекулярные – окислителем и восстановителем являются элементы, входящие в состав одного и того же соединения. Например:
(N–3H4)2Cr +62O7(вос-ль + ок-ль) = N02 + Cr+32O3 + 4H2O;
3) самоокисления–самовосстановления – окислителем и восстановителем является один и тот же элемент, находящийся в промежуточной степени окисления, при этом часть его атомов окисляется, а другая – восстанавливается. Например:
4H3P+3O3(вос-ль/ок-ль) = 3H3P+5O4 + P–3H3.
В настоящее время применяют два основных приёма уравнивания окислительно-восстановительных реакций: метод электронного баланса и ионно-электронный метод. В последующем материале будет применяться метод электронного баланса.
Примеры уравнивания реакций методом электронного баланса:
1) KI + КMnO4 + H2SO4 ® I2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O,
I– – восстановитель, окисляется до I2,
Mn+7 – окислитель, восстанавливается до Mn+2,
Составим электронные уравнения и электронный баланс:
2I– – 2е = I2 –2 х 5 = –10 е (φ0 = +0,54 В),
Mn+7 + 5е = Mn+2 +5 х 2 = +10 е (φ0 = +1,70 В).
Поставим коэффициенты, соответствующие множителям в электронных уравнениях. Остальные элементы уравнивают методом подбора коэффициентов. По оставшемуся элементу – кислороду проводится проверка материального баланса реакции:
10KI + 2КMnO4 + 8H2SO4 = 5I2 + 2MnSO4 + 6K2SO4 + 8H2O.
Для определения возможности самопроизвольного протекания окислительно-восстановительной реакции необходимо сравнить окислительно-восстановительные потенциалы (φ0) восстановителя и окислителя (значения приводятся в справочной литературе). В случае приведенной реакции потенциал окислителя (Mn+7) выше потенциала восстановителя (I–), поэтому прямая реакция протекает самопроизвольно.
2) Сu + НNO3(разб.) → Сu(NO3) 2 + NO + Н2О.
Сu0 – восстановитель, окисляется до Сu+2,
N+5 – окислитель, восстанавливается до N+2.
Сu0 – 2е = Сu+2 –2 х 3 = –6 е (φ0 = +0,34 В),
N+5 + 3е = N+2 +3 х 2 = +6 е (φ0 = +0,96 В).
Поставим в уравнение реакции коэффициенты, соответствующие множителям в электронных уравнениях. Перед азотной кислотой необходимо поставить коэффициент 8, так как две молекулы азотной кислоты являются окислителями, а шесть расходуются на солеобразование. Для соблюдения материального баланса перед водой необходимо поставить коэффициент 4.
3Сu + 8НNO3(разб.) = 3Сu(NO3) 2 + 2NO + 4Н2О.
Данная реакция протекает, так как окислительно-восстановительный потенциал окислителя выше потенциала восстановителя.
3) (NH4)2Cr2O7 ® N2 + Cr2O3 + H2O.
Восстановитель N–3, окисляется до N2 ,
окислитель Cr+6 , восстанавливается до Cr+3.
Электронные уравнения:
2N–3 – 6е = N2 –6 х 1 = –6,
Cr+6 + 6е = 2Cr+3 +6 х1 = +6.
Коэффициент «1» в реакции не ставят, но для соблюдения материального баланса необходимо перед водой поставить коэффициент 4.
(NH4)2Cr2O7 ® N2 + Cr2O3 + 4H2O.
4) H2O2 ® H2O+ O2.
Кислород, находящийся в промежуточной с.о. –1, может повышать степень окисления до 0 и понижать до –2.
2О–1 – 2е = О2 –2 х 1 = –2,
О–1 + 1е = О–2 +1 х 2 = +2.
Поставив коэффициенты получаем: 2H2O2® 2H2O + O2.