- •Введение Общие рекомендации для подготовки к лабораторным занятиям
- •Лабораторная работа №_____ Тема:________________________________________________
- •Классификация неорганических веществ по составу
- •Неметалл
- •Классификация бинарных соединений
- •Классификация оксидов по составу
- •1.2.2. Трехэлементные соединения с кислородом и водородом (гидроксисоединения)
- •Классификация гидроксисоединений и их производных – солей
- •Список традиционных названий оксокислот и солей Таблица 4
- •2.Классификация веществ по типу химической связи и физическим свойствам
- •Классификация кристаллов по типу химической связи
- •Диссоциация воды. Водородный и гидроксильный показатели
- •5. Классификация неорганических веществ по кислотно-основным свойствам
- •5.1. По кислотно-основным свойствам неорганические соединения подразделяют:
- •Основание
- •Кислота
- •Амфотерное соединение
- •Кислота Основание Основание Кислота
- •5.2. Взаимодействие оксидов и гидроксисоединений с водой
- •5.3. Реакция нейтрализации
- •Например:
- •5.3.4. Закономерности изменения кислотно-основных свойств оксидов
- •Сравнительная характеристика свойств оксидов металлов и неметаллов
- •Генетическая связь между классами неорганических соединений
- •5.4. Гидролиз солей
- •Факторы, влияющие на гидролиз соли
- •6.Основные способы получения оксидов и гидроксидов
- •6.1. Способы получения оксидов
- •6.2. Способы получения гидроксидов
- •7. Лабораторные работы по теме:
- •7.1. Лабораторная работа № 1.
- •Задание 1.4.23 Сумма коэффициентов в молекулярном уравнении реакции
- •7.2. Лабораторная работа № 2.
- •7.3. Лабораторная работа № 3
- •7.4. Лабораторная работа № 4
- •8. Окислительно-восстановительные процессы
- •Основные понятия
- •Направление протекания окислительно-восстановительных реакций
- •8.3. Химические свойства металлов
- •8.3.1. Ряд стандартных окислительно-восстановительных потенциалов металлов
- •8.3.2. Взаимодействие металлов с водой
- •8.3.3. Взаимодействие металлов с водными растворами щелочей
- •8.3.4. Взаимодействие металлов с растворами кислот, окисляющими
- •8.3.5. Взаимодействие металлов с концентрированной серной кислотой
- •8.3.6. Взаимодействие металлов с азотной кислотой
- •8.4. Лабораторная работа № 5
- •Электрохимические процессы
- •9.1. Основные понятия
- •Сравнение процессов в гальванических элементах и электролиза
- •9.2. Гальванический элемент
- •Электрохимическая коррозия
- •I процесс (коррозия с водородной деполяризацией)
- •II процесс (коррозия с кислородной деполяризацией)
- •9.4. Электролиз
- •Электролиз растворов солей
- •Электролиз водного раствора сульфата меди (II) с инертным анодом
- •Ряд разряжаемости катионов на катоде
- •Ряд разряжаемости анионов на аноде
- •9.5. Лабораторная работа № 6
- •Приложение
- •Константы диссоциации некоторых кислот
- •Произведение растворимости некоторых малорастворимых электролитов при 25оС
- •Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы
- •Библиографический список
- •Содержание
8. Окислительно-восстановительные процессы
Основные понятия
Реакции, протекающие с изменением степеней окисления участвующих в них элементов, называют окислительно-восстановительными реакциями (ОВР).
Степень окисления элемента – формальный заряд, который был бы на атоме, если бы все связи были ионными. Окислительно-восстановительная реакция протекает между окислителем и восстановителем.
Окислитель – реагент, степень окисления элемента в котором в результате присоединения электронов понижается. Окислитель является акцептором электронов, то есть «принимает электроны» и восстанавливается.
Восстановитель – реагент, степень окисления элемента в котором повышается в результате отдачи электронов. Восстановитель является донором электронов, то есть «отдает электроны» и окисляется. В окислительно-восстановительных реакциях восстановитель переходит в соответствующую окисленную форму, и наоборот, окислитель – в соответствующую восстановленную форму. Каждый из реагентов со своим продуктом образует сопряженную окислительно-восстановительную пару.
Окисление – процесс в котором степень окисления элемента повышается вследствие отдачи электронов;
Восстановление – процесс в котором степень окисления элемента понижается вследствие присоединения электронов.
Процессы окисления и восстановления протекают одновременно.
Степень окисления понижается
Присоединение электронов
Восстановление
+ = +
В осстановитель Окислитель
Отдача электронов
Степень окисления повышается
Сопряженные окислительно-восстановительные пары
Zn Zn2+ + 2e –
восстан. окисл.
форма (1) форма (1)
2. 2H+ + 2e – H2
окисл. восстан.
форма (2) форма (2)
Вещества в окислительно-восстановительных реакциях могут проявлять
только окислительные свойства, если содержат атом элемента в максимальной степени окисления ( );
только восстановительные свойства, если содержат атом элемента в минимальной степени окисления (металлы, Nao, Mno, Feo, Zno…NaI–1, Na2S–2, NH3);
двойственные окислительно-восстановительные свойства, если содержат атом элемента в промежуточной степени окисления (неметаллы Br2, I2, S,…, );
инертные свойства по отношению к окислителям и восстановителям, если все элементы находятся в постоянной и устойчивой степени окисления (Na2SiO3, K2CO3, Na3PO4…).
Окислительно-восстановительные реакции подразделяют на следующие типы
межмолекулярные: окислитель и восстановитель являются разными веществами:
+ + → + + + ;
восстановитель окислитель
внутримолекулярные: атомы окислителя и восстановителя входят в состав одного соединения
→ + ;
окислитель восстановитель
диспропорционирования или самоокисления-самовосстановления: окислителем и восстановителем является одно и то же вещество
0 -2 +4
3S + 6KOH → 2K2S + K2SO3 + 3H2O ;
и окислитель
и восстановитель
конпропорционирования: окислителем и восстановителем являются атомы одного элемента в разных степенях окисления
+ → +
восстановитель окислитель
В уравнениях окислительно-восстановительных реакций должен быть отражен «электронный» и «материальный» баланс.
Электронный баланс: число электронов, «отданных» восстановителем, должно быть равно числу электронов, «принятых» окислителем.
Материальный баланс: число атомов одного элемента в левой и правой части уравнения должно быть одинаковым.
Подбор коэффициентов в уравнении ОВР проводят либо методом электронного баланса, либо методом ионно-электронного баланса. Метод электронного баланса применяют для составления уравнений реакцией ОВР любого типа. Он включает следующие этапы.
Определение степеней окисления элементов:
→
окислитель восстановитель
Составление уравнений процессов окисления и восстановления:
Cr+6 + 3e → Cr+3 (процесс восстановления)
I– – e → Io (процесс окисления)
Определение наименьшего общего кратного числа «отданных» восстановителем и «принятых» окислителем электронов, определение коэффициентов электронного баланса:
Наименьшее Коэффициенты
общее кратное электронного баланса
С
3
I– – 1e → Io 3
Расстановка коэффициентов электронного баланса (с учетом состава соединений) перед окислителем и восстановителем и продуктами их превращений:
K2Cr2O7 + 6KI + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3I2 + K2SO4 + H2O
Определение коэффициентов материального баланса для всех остальных элементов:
K2Cr2O7 + 6KI + 7H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3I2 + 4K2SO4 + 7H2O
Проверка по суммарному числу атомов кислорода в левой и в правой части уравнения:
число атомов 0 число атомов 0
в левой части уравнения в правой части уравнения
[7 + 7∙4] = 35 [(3∙4 + 4∙4 + 7)] = 35
Метод ионно-электронного баланса применяют для составления уравнений ОВР, протекающих в водных растворах. Он включает следующие этапы:
Составление схемы реакции с учетом диссоциации сильных электролитов на ионы:
KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 → MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O (молекуляр-
наяформа)
K++MnO4– +2Na++SO32–+2H++SO42-→Mn2++SO42-+2Na++SO42–+H2O (ионная
форма)
Определение частиц, изменивших в результате реакции состав или заряд:
MnO4– → Mn2+
SO32– → SO42–
Составление полуреакций окисления и восстановления. Причем материальный баланс подбирается с использованием частиц H2O и H+ - для реакций в кислой среде и частиц H2O и OH– - для реакций в щелочной среде
MnO4– + 8H+ → Mn2+ + 4H2O
SO32– + H2O → SO42– + 2H+
Определение заряда каждой из систем до и после превращения; определение числа «отданных» восстановителем и «принятых» окислителем электронов:
MnO4– + 8H+ + 5e– → Mn2+ + 4H2O (процесс восстановления)
суммарный заряд суммарный заряд число переданных
до превращения после превращения электронов
[–1+8(+1)]=+7 [+2+4∙0]=+2 n1= +7–2= +5
SO32– + H2O – 2e → SO42– + 2H+ (процесс окисления)
суммарный заряд суммарный заряд число переданных
до превращения после превращения электронов
[–2+0]=–2 [–2+2∙(+1)]=0 n2= –2–0= –2
Определение коэффициентов электронного баланса:
Наименьшее общее коэффициенты элек-
кратное тронного баланса
5∙2=10
SO32– + H2O – 2e → SO42– + 2H+ 10 : 2=5
Сложение полуреакций окисления и восстановления, умноженных на со
ответствующие коэффициенты электронного баланса, «приведение по
добных членов» и составление краткого ионного уравнения:
2MnO4–
+
16H+
+
10e
+ SO32–
+
5H2O
–
10e
→2Mn2+
+
8H2O
+
5SO42–
+
10H+
2MnO4– + 6H+ + 5SO32– → 2Mn2+ + 5SO42– + 3H2O (краткое ионное уравнение)
Составление молекулярного уравнения. Коэффициенты, полученные в кратком ионном уравнении, переносятся в молекулярное (с учетом состава соединений):
2KMnO4 + 3H2SO4 + 5Na2SO3 → 2MnSO4 + 5Na2SO4 + 3H2O + K2SO4
Определение коэффициентов перед элементами, не участвовавшими в ОВР (например, К).
Проверка по суммарному числу атомов кислорода в левой и правой части уравнения:
суммарное число атомов 0 суммарное число атомов 0
в левой части уравнения в правой части уравнения
[2∙4+3∙4+5∙3]=35 [2∙4+5∙4+3+4]=35