- •Теоретические основы химии
- •Введение
- •1 Количество вещества в химических и инженерных расчетах. Концентрация растворов
- •Основные понятия и определения
- •Основные типы задач
- •Тогда в полученном растворе
- •2 Строение атома. Периодический закон и таблица элементов д.И.Менделеева
- •3 Химическая связь
- •Из таблицы 3.1 видно, что:
- •Кратность химической связи
- •Направленность ковалентной связи. Гибридизация орбиталей
- •Насыщаемость ковалентной связи
- •Поляризуемость ковалентной связи
- •Межмолекулярное взаимодействие
- •4 Общие закономерности протекания химических реакций
- •4.1 Тепловой эффект химической реакции. Понятие об энтальпии
- •Тогда для изобарного процесса
- •Закон Гесса: тепловой эффект реакции зависит только от состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути перехода (т.Е. От числа промежуточных стадий).
- •4.3 Химическое равновесие
- •Влияние давления на равновесие
- •Расчет материального баланса в состоянии химического равновесия
- •4.4 Основы химической кинетики
- •5 Общие свойства растворов. Идеальные растворы. Законы Рауля
- •6 Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация.
- •Если в раствор добавить, например гидроксид натрия
- •7 Гидролиз солей
- •8 Гетерогенные равновесия в растворах электролитов. Произведение растворимости
- •Влияние pH на растворимость электролитов
- •9 Комплексные соединения
- •10 Ионно-молекулярные (обменные) реакции в водных растворах электролитов
- •Примеры
- •Преимущественное направление ионно-молекулярных реакций
- •Получение заданного вещества реакцией обмена
- •11 Окислительно-восстановительные свойства веществ.
- •Определение возможности окислительно-восстановительных реакций по степеням окисления элементов
- •Окислители –пероксиды
- •Восстановители-металлы (простые вещества)
- •Составление материального баланса в полуреакциях
- •Примеры
- •Примеры
- •Примеры
- •Комплексные соединения в окислительно-восстановительных реакциях Примеры
- •Электронный баланс в полуреакциях
- •12 Электрохимические реакции
- •Уравнение Нернста для металлического электрода
- •Электрохимический ряд металлов
- •13 Коррозия металлов
- •Электролиз
- •Материальный баланс электрохимических реакций. Законы Фарадея
- •Пример 2. Рассчитать время электролиза раствора хлорида калия, если при силе тока 100 ампер на аноде выделилось 5,6 литра хлора.
- •Список литературы
- •Теоретические основы химии
- •212027, Могилев, пр-т Шмидта, 3
Определение возможности окислительно-восстановительных реакций по степеням окисления элементов
Необходимым условием для взаимодействия веществ по окислительно–восстановительному типу является наличие потенциальных окислителя и восстановителя. Определение их рассмотрено выше, теперь покажем, как применить эти свойства для анализа возможности окислительно–восстановительной реакции (для водных растворов).
Примеры:
1) HNO3+PbO2... – реакция не идет, т. к. нет
о–ль о–льпотенциального восстановителя;
2) Zn+KI... – реакция не идет, т. к. нет
в–ль в–льпотенциального окислителя;
3) KNO2+KBiO3+H2SO4... – реакция возможна, если при этом
в–ль о–льKNO2будет восстановителем;
4) KNO2+KI+H2SO4... – реакция возможна, если при этом
о – ль в – льKNO2будет окислителем;
5) KNO2+H2O2... – реакция возможна, если при этом
в – льо – льH2O2будет окислителем, аKNO2
– восстановителем (или наоборот?);
6) HNO2... – возможна реакция
о – ль/ в – ль диспропорционирования азота.
Наличие потенциальных окислителя и восстановителя является необходимым, но недостаточным условием для протекания реакции. Так, в рассмотренных выше примерах только в пятом можно сказать, что какая-то из двух возможных реакций произойдет; в остальных случаях необходима дополнительная информация: будет ли эта реакция энергетически выгодной (см. далее).
Прогнозирование продуктов окислительно-восстановительных реакций
Определение наиболее вероятных продуктов окислительно-восстановительной реакции в случаях, когда путей превращения исходных веществ несколько, в общем случае является наиболее сложным этапом анализа этих взаимодействий. Причина в том, что тот или иной путь реакции нередко определяется не только энергетикой, но зависит и от кинетических факторов. Такой анализ требует определенных знаний по неорганической химии. Поэтому здесь рассмотрим варианты превращений типичных окислителей и восстановителей, наиболее часто встречающихся в окислительно-восстановительных реакциях.
К важнейшим окислителям относятся: галогены (в виде простых веществ или оксосоединений), кислород (О2, О3), некоторые оксиды (PbO2, CrO3), пероксиды (H2O2, Na2O2, Na2S2O8), перманганаты (KMnO4), дихроматы (K2Cr2O7), висмутаты (KBiO3), концентрированная азотная кислота, реже – нитраты, простые ионы «благородных металлов» (Ag+, Hg2+). Кислоты (азотную, серную) чаще используют для окисления металлов.
К важнейшим восстановителям относятся многие металлы (цинк, магний, алюминий, железо), водород (Н2), сернистый ангидрид и сульфиты, халькогениды (реже – галогениды), соли Sn2+ и Fe2+, аммиак, альдегиды, спирты и др. Обратите внимание, что сильнейшие восстановители – щелочные и щелочноземельные металлы – не следует применять в водных средах, т. к. они окисляются растворителем.
Окислители–галогены. Для галогенов (простых веществ) вариант восстановления единственный – до галогенид-ионов:Cl2+ 2e–2Cl–.
Для оксосоединенийгалогенов(ClO–,ClO3–IO3–и др.) путь восстановления зависит отpHраствора:в кислойсреде они восстанавливаютсядо простого вещества, например 2IO3–I2, а в щелочнойсреде – догалогенид-ионов, например,ClO3–Cl–.
Окислитель– молекулярный кислород. Следует отметить, что О2 – окислитель сильный, но «заторможенный», поскольку реакции с его участием протекают с приемлемой скоростью только при высоких температурах; в растворах без катализатора он восстанавливается очень медленно. Правда, встречаются случаи, когда сами реагенты-восстановители катализируют свое окисление молекулярным кислородом, напримерMn(OH)2иFe(OH)2довольно быстро окисляются в растворе кислородом. При восстановленииO2степень окисления кислорода понижается обычно до (–2):
О2 + 4H++ 4e 2H2O– в кислой среде;
О2 + 2H2O+4e 4OH––вщелочной и нейтральнойсреде.