- •Часть 2
- •Часть 2
- •Часть 2
- •Часть 2
- •Оглавление
- •Предисловие
- •Объем дисциплины и виды учебной работы
- •Разделы дисциплины и виды занятий
- •Основные классы неорганических соединений
- •Названия и формулы важнейших кислот и солей
- •Лабораторная работа №1 получение и свойства оснований, кислот и солей
- •Вопросы для самоконтроля
- •Тест для подготовки к экзамену
- •Окислительно-восстановительные реакции
- •Окислительно-восстановительная двойственность
- •Классификация окислительно-восстановительных реакций
- •Схемы перехода электронов в окислительно-восстановительных реакциях
- •Составление уравнений реакций окисления-восстановления
- •Метод электронного баланса
- •Лабораторная работа № 2 окислительно-восстановительные реакции
- •Вопросы для самоконтроля
- •Тест для подготовки к экзамену
- •11. Для окислительно-восстановительной реакции
- •Электрохимические процессы
- •Гальванические элементы
- •Гальванический элемент Даниэля-Якоби
- •Лабораторная работа № 3 изготовление гальванических элементов
- •Вопросы для самоконтроля
- •Тест для подготовки к экзамену
- •Электролиз
- •Электролиз расплава электролитов
- •Электролиз водного раствора электролита
- •Законы Фарадея. Выход по току
- •Лабораторная работа № 4 электролиз водных растворов солей
- •Вопросы для самоконтроля
- •Тест для подготовки к экзамену
- •Коррозия и защита металлов
- •Лабораторная работа № 5 факторы, влияющие на скорость коррозии
- •Вопросы для самоконтроля
- •Тест для подготовки к экзамену
- •Электрохимический ряд напряжений металлов
- •Библиографический список
- •Часть 2
- •644099, Г.Омск, ул. П.Некрасова, 10
- •644099, Г.Омск, ул. П.Некрасова, 10
Окислительно-восстановительная двойственность
Если элемент проявляет промежуточную степень окисления, то в зависимости от свойств элемента-партнера он или его соединение может быть и окислителем, и восстановителем.
Например:
S0 + Zn0 → Zn+2S–2 S0 + 2 → S–2 окислитель.
S0 + O20 → S+4O2–2 S0 - 4 → S+4 восстановитель.
Н2О2 – перекись водорода.
I2 + 5H2O2 → 2HIO3 + 4H2O.
I20 - 10e- → 2I+5 1 восстановитель.
2О- + 2e- → 2О2– 5 окислитель.
HClO3 + 3H2O2 → HCl + 3O2 + 3H2O.
Cl+5 + 6 e- → Cl– окислитель.
2О- - 2 e- → O20 восстановитель.
Классификация окислительно-восстановительных реакций
Все окислительно-восстановительные реакции делятся на 3 группы.
-
Реакции межмолекулярного окисления-восстановления. Это реакции, в которых окислитель и восстановитель представляют собой различные вещества. Они составляют наиболее обширную группу окислительно-восстановительных реакций.
3Н2S–2 + K2Cr+62O7 + 4H2SO4 → 3S0 + Cr+32(SO4)3 + K2SО4 + 7H2O.
B O
S-2 - 2e- → S0 3 восстановитель (В).
Cr+6 + 3e- → Cr+3 2 окислитель (О).
2Al0 + 3S0 → Al+32S–23.
B O
Al0 - 3e- → Al+3 2 восстановитель.
S0 + 2e- → S-2 3 окислитель.
-
Реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосста-новления). Это реакции, в которых окисляются и восстанавливаются атомы одного и того же элемента.
4KCl+5O3 → KCl– + 3KCl+7O4.
B и О
Cl+5 - 2e- → Cl+7 3 восстановитель.
Cl+5 + 6e- → Cl- 1 окислитель.
-
Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления. Это реакции, в которых окислитель и восстановитель входят в состав одного и того же вещества.
(N-3H4)2Cr+62O7 → Cr+32O3 + N02 + 4H2O.
2N-3 - 6e- → N20 восстановитель.
2Cr+6 + 6e- → 2Cr+3 окислитель.
Окислительно-восстановительный процесс зависит от:
1) активности окислителя и восстановителя;
2) температуры;
3) концентрации;
4) среды раствора.
Схемы перехода электронов в окислительно-восстановительных реакциях
Большое влияние на направление окислительно-восстановитель-ных реакций оказывает среда раствора (рН). В зависимости от среды раствора (кислая, щелочная, нейтральная) степень окисления элементов изменяется по-разному. Ниже приводятся некоторые схемы перехода электронов и изменения степени окисления элементов при окислительно-восстановительных реакциях.
-
Элементы с высшей положительной степенью окисления в кислой среде восстанавливаются до элементов с низшей положительной степенью окисления, а в щелочной среде, наоборот, из минимальной положительной окисляются до максимальной положительной, например:
в кислоте
Э+max Э + min .
в щелочи
Н+
Cr6+ Cr 3+ .
ОН-
Н+
Mn7+ Mn 2+ .
ОН-
-
В кислой среде отрицательно заряженные ионы в большинстве случаев окисляются до нейтральных атомов, а в щелочной нейтральные атомы восстанавливаются до отрицательно заряженных ионов:
Н+
Э - Э 0 .
ОН-
S–2 - 2e- → S0
2Cl– - 2e- → Cl20.
-
В присутствии сильных окислителей (НNO3) отрицательно заряженные ионы и нейтральные атомы могут окисляться до положительно заряженных ионов с максимальной степенью окисления по схемам:
Э - Э + max S2- - 8e- → S6+.
HNO3
Э 0 Э + max S0 - 6e- → S6+.
-
Окислительно-восстановительные переходы для соединений марганца характеризуются тем, что в кислой среде наиболее устойчив ион Mn2+ , в нейтральной – соединение Mn4+ (MnO2), щелочной – Mn6+. Например:
в кислотах Mn2+ (MnSO4).
Mn7+ в воде Mn4+ (MnO2).
в щелочах Mn6+ (KMnO4).
-
Если элемент проявляет две характерные для него степени окисления, то независимо от среды раствора соединения с низшей степенью окисления элемента под действием окислителя переходят в соединения с высшей степенью окисления элемента по следующей схеме:
HNO2 → HNO3. H3PO3 → H3PO4.
NaNO2 → NaNO3. Na3PO3 → Na3PO4.
H2SO3 → H2SO4 . FeSO4 → Fe2(SO4)3.
Na2SO3 → Na2SO4. FeCl2 → FeCl3.
H3AsO3 → H3AsO4. SnCl2 → SnCl4.
Na3AsO3 → Na3AsO4.
Следует отметить, что далеко не все окислительно-восстановите-льные реакции протекают по рассмотренным схемам.
Частный случай для азотной кислоты:
N+5 → N+2 (NO) HNO3p + Me.
N+5 → N+3 (N2O3) HNO3p + Ag.
N+5 → N+4 (NO2) HNO3k + Me.
N+5 → N–3 (NH3) HNO3оч.р + Zn.
В зависимости от условий протекания реакции возможны отклонения от приведенных схем.