- •Оглавление
- •1. Электронное строение атомов
- •1.1. Квантово-механическая модель электронного строения атома
- •1.2. Основные закономерности распределения электронов в атомах
- •1.3. Электронные формулы атомов. Периодическая система д.И.Менделеева
- •2. Классы неорганических соединений
- •2.1. Оксиды, гидроксиды, соли
- •2.2. Некоторые свойства неорганических соединений Свойства оксидов и гидроксидов
- •Свойства солей
- •3. Энергетика химических реакций
- •3.1. Основные понятия
- •3.2. Энтальпии химических реакций
- •3.3. Закон Гесса. Следствие закона Гесса
- •3.4. Энтропия
- •3.5. Возможность самопроизвольного прохождения химических реакций. Энергия Гиббса
- •4. Химическая кинетика. Химическое равновесие
- •4.1. Скорость химических реакций
- •4.2. Химическое равновесие
- •Выражение константы равновесия имеет вид
- •4.3. Принцип Ле Шателье
- •5. Растворы
- •5.1. Основные понятия
- •5.2. Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация
- •5.3. Ионные реакции в растворах электролитов
- •5.4. Диссоциация воды. Водородный показатель
- •5.5. Гидролиз солей
- •Гидролиз солей слабых кислот и сильных оснований. Гидролиз NaNo2.
- •Гидролиз солей слабых оснований и сильных кислот.
- •Гидролиз солей слабых оснований и слабых кислот.
- •Совместный гидролиз солей.
- •6. Окислительно - восстановительные реакции
- •6.1. Основные понятия
- •6.2. Составление уравнений овр
- •6.3. Электродные потенциалы. Направление овр
- •6.4. Химические источники тока
- •7. Коррозия металлов
- •7.1. Взаимодействие металлов с кислотами
- •7.2. Взаимодействие металлов с водой и растворами щелочей
- •7.3. Химическая и электрохимическая коррозия
- •7.4. Методы защиты металлов от коррозии
- •8. Электролиз
- •9. Полимерные материалы
- •Классификация полимеров
- •Некоторые общие свойства полимеров
- •9.1. Пластмассы
- •Некоторые свойства пластмасс
- •Некоторые полимеры, применяемые для изготовления пластмасс. Полиэтилен
- •Полипропилен
- •Полистирол
- •Поливинилхлорид
- •Политетрафторэтилен
- •Поликапролактам
- •9.2. Резины
- •9.3. Лаки
- •Некоторые виды лаков
6.2. Составление уравнений овр
Для составления уравнений ОВР применяют различные методы, например, для реакций, происходящих в водных растворах (в этой работе рассмотрены в основном такие), - метод электронно-ионных полуреакций. При использовании этого метода необходимо:
применять правила написания ионных уравнений;
соблюдать материальный баланс (число атомов химического элемента в левой и правой частях уравнений должно быть одинаковым);
соблюдать баланс электронов (число электронов, отданных восстано-вителем и принятых окислителем должно быть одинаковым).
При составлении уравнений полуреакций окисления и восстановления необходимо учитывать среду и возможность участия в реакции молекул воды или других ионов. Для уравнивания числа атомов кислорода (наиболее часто встречающийся случай) можно воспользоваться табл. 3, в которой «избыточный» атом кислорода в составе сложной частицы обозначен «O2— »:
Таблица 3
Процесс |
Среда в окислительно – восстановительных реакциях |
||
кислая |
щелочная |
нейтральная |
|
Связывание «O2–»: (NO3— NO2—) |
«O2—»:+ 2H+ = H2O |
«O2—»: + H2O = 2OH— |
«O2—» + H2O =2OH— |
Введение «O2—» (SO32— SO42—) |
H2O = «O2—»:+ 2H+ |
2OH— = «O2—» + H2O |
H2O = «O2—» + 2H+ |
Алгоритм расчета коэффициентов и написания ОВР рассмотрим на примере составления уравнения реакции с заданными в ионной форме продуктами. Схема ОВР:
+ + KOH + Cl—
Ох Red
Рассчитываем степени окисления элементов (указаны на схеме), определяем окислитель и его восстановленную форму (СlO3— Cl—), восстановитель и его окисленную форму (Cr2O3 CrO42—).
Делим реакцию на две полуреакции – полуреакцию окисления и полуреакцию восстановления, т.е. записываем отдельно выделенные пары. Уравниваем в левой и правой частях каждой полуреакции число атомов элемента, отличающегося от кислорода и водорода (Cr):
Cr2O3 2CrO42—
ClO3— Cl —
При необходимости уравниваем число атомов кислорода (табл.3) и водорода с учётом того, что задана щелочная среда (в исходных веществах присутствует щёлочь КОН):
Cr2O3 + 10OH— 2CrO42— + 5H2O
ClO3— + 3H2O Cl— + 2OH—
По изменению степени окисления атомов элементов подсчитываем число отданных и принятых электронов и дописываем их со знаком (+) или (-) в левую часть уравнений полуреакций:
Cr2O3 - 6ē + 10OH— 2CrO42— + 5H2O
ClO3— + 6ē + 3H2O Cl— + 6OH—
Проверяем равенство суммарного заряда ионов и электронов в левой и правой частях уравнений полуреакции:
• первая полуреакция (окисления)
;
слева справа
• вторая полуреакция (восстановления)
слева справа
Затем уравниваем число отданных и принятых электронов (ставим наименьшие кратные множители перед уравнениями полуреакций), суммируем уравнения, умножив каждое слагаемое на соответствующий коэффициент:
1 Cr2O3 - 6ē + 10(OH) = 2CrO42— + 5H2O
1 ClO3— + 6ē + 3H2O = Cl— + 6OH—
Cr2O3 + ClO3— + 10(OH)— + 3H2O = 2CrO42— + Cl + 5H2O + 6(OH)—
Приводим подобные члены в суммарном уравнении и по полученному ионному уравнению, где стоят все основные коэффициенты,
C r2O3 + ClO3— + 4(OH)— = 2CrO42—+ Cl— + 2H2O,
К+ 4К+ 4К+ К+
дописываем молекулярное уравнение:
Cr2O3 + KClO3 + 4KOH = 2K2CrO4 + KCl + 2H2O.
Соблюдая электронейтральность молекул, составляем формулы продуктов реакции подбором для каждого иона противоположно заряженных ионов – противоионов, включая и те, которые не показаны в ионном уравнении (в данной реакции это ионы K+, они указаны под ионным уравнением для каждого из ионов снизу от черты).
Аналогично составляют ОВР в других средах, например в кислой среде:
+ + H2SO4 + Mn2+.
H3AsO3 - 2ē + H2O = H3AsO4 + 2H+
2 MnO4— + 5ē + 8H+ = Mn2+ + 4H2O
5H3AsO3 + 5H2O + 2MnO4— + 16H+ = 5H3AsO4 + 10H+ + 2Mn2+ + 8H2O
5 H3AsO3 + 2MnO4— + 6H+ = 5H3AsO4 + 2Mn2+ + 3H2O
2К+ 3SO42— 2SO42— SO42— 2К+
5H3AsO3 + KMnO4 + H2SO4 = 5H3AsO4 + 2MnSO4 + 3H2O + K2SO4