- •Лекция 1 Тема: основные химические понятия и законы. Цель: Ознакомить студентов с оснровными законами и понятиями, лежащими в основе химии.
- •Химия как наука и ее задачи.
- •Важнейшие законы, лежащие в основе химии.
- •Основные понятия химии
- •Закон Авогадро.
- •Уравнение состояния газа. Уравнение Менделеева-Клапейрона.
- •Лекция 2
- •2.Образование атомной кристаллической решетки
- •Лекция 3. Тема: Классификация неорганических соединений. Цель: Ознакомить студентов с разнообразием, строением и свойствами неорганических соединений
- •Кислота основание основание кислота
- •Лекция 4
- •Лекция 5
- •Лекция 6
- •2.Энергия активации. Энтропия активации
- •3.Факторы, влияющие на скорость гомо- и гетерогенных химических реакций. Катализ.
- •Лекция 7
- •2.Изменение энтропии в химическом процессе. Энергия Гиббса
- •Лекция 8
- •2. Коллигативные свойства растворов
- •3.Сильные и слабые электролиты
- •4. Растворы электролитов
- •5. Процесс диссоциации
- •6. Константа диссоциации. Смещение ионного равновесия
- •7. Особенности воды как электролита. Ионное произведение воды . РН раствора. Буферные растворы
- •8. Гидролиз солей. Расчёт концентрации ионов водорода в растворах
- •Лекция 9
- •2.Окислители и восстановители
- •1)Окислители
- •2)Восстановители
- •3)Окислительно-восстановительная двойственность
- •3.Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
- •1.Метод электронного баланса.
- •2.Метод полуреакций, или ионно-электронный метод.
- •Электрохимические процессы
- •2.Направление протекания овр
- •3.Электролиз
- •4.Законы электролиза
- •5.Применение электролиза
- •Лекция 10
- •2.Атомно-молекулярное учение. Основные химические понятия и определения
- •3.Строение атома
- •4. Квантовые числа. Правила заполнения электронных орбиталей
- •Периодический закон и периодическая система элементов д. И. Менделеева.
- •2.Свойства атомов
- •Лекция 11
- •2.Типы химической связи
- •3.Гибридизация атомных орбиталей
- •4.Метод валентных связей
- •Лекция 12
- •Комплексные соединения, их строение и номенклатура. Химическая связь в комплексных соединениях.
- •Устойчивость комплексных ионов. Константа нестойкости. Комплексные химические соединения.
- •Лекция 13
- •2. Водород
- •3. Вода
- •4. Пероксид водорода
- •5. Элементы viiа группы
- •6. Элементы viа группы
- •Общая характеристика элементов vа, ivа групп
- •1. Элементы vа группы.
- •2.Элементы ivа группы.
- •Характеристика металлов
- •1. Строение металлов.
- •2. Физические свойства металлов.
- •3. Химические свойства металлов.
- •Уменьшение химической активности нейтральных атомов
- •Уменьшение способности ионов к присоединению электронов
- •Характеристика элементов второй группы периодической системы
- •Стеарат натрия стеарат кальция
- •Сода осаждает кальций и магний тоже в виде карбонатов:
- •Характеристика элементов третей группы периодической системы
Лекция 9
Тема: ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ ПРОЦЕССЫ.
ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ.
Цель: Ознакомить студентов с понятием степени окисления, рассмотреть протекание ОВР,
охарактеризовать типы ОВР
1.Степень окисления. Окисление и восстановление. Основные типы ОВР
2.Окислители и восстановители.
3.Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций.
1.Степень окисления.
Окисление и восстановление.
Основные типы ОВР
Степень окисления элемента в соединении определяется как число электронов, смещенных от атома данного элемента к другим атомам (при положительной степени окисления) или от других атомов к атому данного элемента (при отрицательной степени окисления).
Для вычисления степени окисления элемента в соединении следует исходить из следующих положений:
1) степени окисления элемента в простых веществах принимаются равными нулю;
2) алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав молекулы, равна нулю;
3) постоянную степень окисления в соединениях проявляют щелочные металлы (+1), металлы главной подгруппы второй группы, цинк и кадмий (+2);
4) водород проявляет степень окисления +1 во всех соединениях кроме гидридов металлов (NaH, CaH2), где его степень окисления равна -1;
5) степень окисления кислорода в соединениях равна -2, за исключением пероксидов (-1) и фторида кислорода ОF2 (+2).
Окислительно-восстановительными называются такие реакции, в результате которых изменяется степень окисления одного или нескольких участвующих в реакции элементов. Отдача атомом электронов, сопровождающаяся повышением его степени окисления, называется окислением; присоединение атомом электронов, приводящее к понижению его степени окисления, называется восстановлением.
Вещество, в состав которого входит окисляющийся элемент, называется восстановителем; вещество, содержащее восстанавливающий элемент, называется окислителем. Так, в реакции
4Al +3O2 = 2Al2O3
Al -3ē = Al3+ 3 4 восстановитель
O2 +4ē = 2O2- 4 3 окислитель
Алюминий повышает степень окисления от 0 до +3 и служит восстановителем; в результате реакции восстановленная форма алюминия (свободный алюминий) окисляется и превращается в сопряженную с ней окисленную форму (алюминий в степени окисления +3). Кислород в этой реакции понижает степень окисления от 0 до -2 и служит окислителем; в результате реакции окисленная форма кислорода (свободный кислород) восстанавливается и превращается в сопряженную с ней восстановленную форму (кислород в степени окисления -2). Оба процесса протекают одновременно. При этом общее число электронов, отданных восстановителем, равно общему числу электронов, принятых окислителем.
В рассмотренной реакции взаимодействуют два вещества, одно из которых служит окислителем (кислород), а другое – восстановителем (алюминий). Такие реакции относятся к реакциям межмолекулярного окисления – восстановления.
Реакция
3S + 6KOH = K2SO3 + 2K2S + 3H2O
S + 2ē = S2- 2 2 окислитель
S - 4ē = S4+ 4 1 восстановитель
служит примером реакций самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования), в которых функции окислителя и восстановителя выполняет один о тот же элемент. В последней реакции свободная сера (СО=0) выступает одновременно в роли окислителя, восстанавливаясь до СО = -2 (K2S), и в роли восстановителя, окисляясь до СО = +4(K2SO3). Подобные реакции возможны, если соответствующий элемент находится в исходном соединении в промежуточной степени окисления. Так СО свободной серы (0) имеет промежуточное значение между возможными максимальной (+6) и минимальной (-2) степенями окисления этого элемента.
В реакции
(NH4)2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4H2O
Cr6+ + 3ē = Cr3+ 3 2 окислитель
2N3-- 2*3ē = N2 6 1 восстановитель
восстанавливается хром, понижающий степень окисления от +6 до +3, а окисляется азот, повышающий СО от -3 до 0. Оба эти элемента входят в состав одного и того же исходного вещества. Реакции такого типа называются реакциями внутримолекулярного окисления-восстановления. К ним относятся, в частности, многие реакции термического разложения сложных веществ.
Независимо от того, переходят ли электроны с одного атома на другой полностью или же лишь частично оттягиваются к одному из атомов, условно говорят только об отдаче и присоединении электронов. Процесс окисления и восстановления можно физически отделить друг от друга и осуществить перенос электронов по внешней электрической цепи. Пусть в стакан 2 налит раствор иодида калия (рис.1), а в стакан 4 – раствор хлорида железа (III). Растворы соединены между собой так называемым «электролитическим ключом» 3, U-образной трубкой, заполненной раствором хлорида калия, обеспечивающим ионную проводимость. В растворы опущены платиновые электроды 1 и 5. Если замкнуть цепь, включив в нее чувствительный амперметр, то по отклонению стрелки можно будет наблюдать прохождение электрического тока и его направление. Электроны перемещаются от электрода с раствором иодида калия к электроду с раствором хлорида железа (III), т. е. от восстановителя – ионов I- – к окислителю – ионам Fe3+. При этом ионы I-окисляются до молекул I2, а ионы Fe3+ восстанавливаются до ионов Fe2+. Через некоторое время продукты реакции можно обнаружить по характерным реакциям: иод – раствором крахмала, а ионы Fe2+ - раствором гексациано(II)феррата калия (красной кровяной соли) K3[Fe(CN)6].
Рис 1.
Приведенная на рисунке схема представляет собой гальванический элемент, построенный на основе ОВР. Он состоит из двух полуэлементов: в первом протекает процесс окисления восстановителя:
2I- - 2ē = I2
а во втором – процесс восстановления окислителя:
Fe3+ + ē = Fe2+
Поскольку эти процессы протекают одновременно, то, умножив последнее уравнение на коэффициент 2 (для уравнивания числа отданных и присоединенных электронов) и суммируя почленно приведенные уравнения, получим уравнение реакции:
2I- + 2Fe3+ = I2 + 2 Fe2+
или
2KI + 2FeCl3 = I2 + 2FeCl2 + 2KCl
Всякая ОВР может служить источником электрического тока, если она протекает в гальваническом элементе.