- •Введение
- •Раздел первый
- •1.2. Определение химии
- •1.3. Атомно-молекулярное учение
- •1.4. Основные стехиометрические законы химии
- •1.5. Значение химии в развитии техники
- •Глава 2. Строение атомов. Периодический закон и периодическая система химических элементов д.И. Менделеева
- •2.1. Первые модели строения атома
- •2.2. Квантово-механическая модель атома водорода
- •2.3. Квантовые числа
- •2.4. Атомные орбитали
- •2.5. Многоэлектронные атомы
- •2.6. Распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням у элементов малых периодов
- •2.7. Распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням у элементов больших периодов
- •2.8. Периодический закон д. И. Менделеева
- •2.9. Структура периодической системы химических элементов д. И. Менделеева
- •2.10. Свойства атомов элементов в периодической системе
- •2.11. Закономерности изменения свойств элементов и их соединений в периодической системе
- •Глава 3. Химическая связь и строение молекул
- •3.1. Развитие теории химической связи
- •3.2. Ковалентная связь. Кривая потенциальной энергии
- •3.3. Основные количественные характеристики ковалентной связи
- •3.4. Квантово – механическая теория валентности
- •3.5. Донорно – акцепторный механизм образования ковалентной связи
- •3.6. Свойства ковалентной связи
- •3.7. Метод молекулярных орбиталей
- •3.8. Ионная связь
- •3.9. Водородная связь
- •3.10. Межмолекулярное взаимодействие
- •Глава 4. Кристаллическое состояние вещества
- •4.1. Макроскопические свойства кристаллов
- •4.2. Внутреннее строение кристаллов
- •4.3. Виды элементарных ячеек
- •4.4. Металлическая связь
- •4.5. Реальные кристаллы и нарушения кристаллической структуры
- •Раздел второй
- •5.2. Первый закон термодинамики
- •5.3. Энтальпия образования химических соединений
- •5.4. Энтропия. Второй закон термодинамики
- •5.5. Третий закон термодинамики
- •5.6. Энергия Гиббса. Направленность химических реакций
- •164,9 КДж; 172,41 Дж/моль∙к;
- •Глава 6. Скорость химических реакций. Химическое равновесие
- •6.1. Влияние внешних факторов на скорость химических реакций
- •6.2. Химическое равновесие
- •6.3. Цепные реакции
- •6.4. Фазовые равновесия
- •6.5. Катализаторы и каталитические системы
- •Раздел третий растворы
- •Глава 7. Общие свойства растворов
- •7.1. Механизм процессов растворения
- •7.2. Способы выражения количественного состава растворов
- •100 ∙ 10,91 Моль % h2so4
- •7.3. Энергетика растворения
- •7.4. Свойства растворов неэлектролитов
- •7.5. Свойства растворов электролитов
- •7.6. Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель
- •7.7. Произведение растворимости. Гидролиз солей
- •Глава 8. Окислительно-восстановительные реакции
- •8.1.Общие понятия об окислительно- восстановительных реакциях
- •8.2. Классификация окислителей и восстановителей
- •8.3. Количественная характеристика окислительно-восстановительных реакций
- •8.4. Методы составления уравнения окислительно-восстановительных реакций
- •8.5. Влияние факторов на характер и направление реакций
- •8.6. Типы окислительно-восстановительных реакций
- •Глава 9. Электрохимические процессы
- •9.1. Строение двойного электрического слоя
- •9.2. Гальванические элементы
- •9.3. Стандартный водородный электрод
- •9.4. Поляризационные явления в гальванических элементах
- •9.5. Химические источники тока
- •9.6. Аккумуляторы
- •9.7. Топливные элементы
- •9.8. Теоретические основы электролиза
- •9.9. Последовательность электродных процессов
- •9.10. Техническое применение электролиза
- •Глава 10. Коррозия и защита металлов
- •10.1. Общие сведения о коррозии
- •10.2. Классификация коррозионных процессов
- •10.3. Количественная и качественная оценка коррозии и коррозионной стойкости
- •10.4. Химическая коррозия
- •10.5. Электрохимическая коррозия
- •10.6. Методы защиты от электрохимической коррозии
- •Раздел четвертый
- •11.2. Электропроводность металлов, полупроводников и диэлектриков
- •11.3. Химические свойства металлов высокой проводимости
- •11.4. Электропроводимость металлов подгруппы меди
- •11.5. Химические свойства магнитных материалов
- •11.6. Магнитные свойства металлов семейства железа
- •Глава 12. Химическая идентификация и анализ вещества
- •12.1. Химическая идентификация вещества
- •12.2. Количественный анализ
- •12.3. Инструментальные методы анализа
- •Заключение
- •Библиографический список
- •Глава 1. Основные понятия химии. Предмет и задачи
- •Глава 2. Строение атомов. Периодический закон и
- •Глава 3. Химическая связь и строение молекул………..54
- •Глава 4. Кристаллическое состояние вещества………..103
- •Глава 12. Химическая идентификация и анализ
8.2. Классификация окислителей и восстановителей
Окислительно-восстановительные свойства атомов различных элементов и образуемых ими соединений зависят от положения этих элементов в периодической системе Д.И. Менделеева.
Элементы и их соединения, участвующие в окислительно-восстановительных реакциях, можно отнести к одной из трех групп:
I- безусловные восстановители;
II- безусловные окислители;
III- в зависимости от условий могут быть и окислителями и восстановителями.
I группа.Только восстановителями могут быть:
а) свободные атомы металлов всех семейств (s-, р-, d-иf) и металлы в конденсированном состоянии;
б) элементы в форме существования с наиболее отрицательным окислительным числом.
Проявление свободными металлами только восстановительных свойств объясняется способностью их атомов терять полностью или частично валентные электроны. Свободные атомы металлов способны отдавать столько электронов (максимально) каков номер группы. Na+1; Са+2; Мп+7.
Восстановительная активность металлов проявляется по-разному. Мерой её для свободных атомов металлов является потенциал ионизации (I), а в водных растворах - электродный потенциал(Е). Самыми энергичными восстановителями в соответствии со значениямиIиЕ являются щелочные металлы, а самыми пассивными - переходные металлыVIIпериода(Hf, Та, W, Re).
Только восстановителями могут быть и атомы неметаллических элементов с отрицательным окислительным числом, например элементы IV А - VII Аподгрупп в,и других соединениях, а также ионН-1(гидрид-анион). В ряду сходных водородных соединений неметалловHF, НСl, НВr и HIих восстановительная функция усиливается в том направлении, которое соответствует уменьшению электроотрицательности неметалла.HI- сильный восстановитель, aHF- в
водных растворах восстановленные свойства не проявляет.
II группа.Только окислителями могут быть атомы элементов с наивысшим положительным окислительным числом в соединениях, а также атомы и молекулы фтора и кислорода (за исключением соединений фтора с кислородом).
Атомы с максимальным окислительным числом содержатся в высших оксидах и их производных - гидроксидах и солях: ,, , ,.Окислительная способность оксидов, как правило, выше, чем у соответствующих гидроксидов и особенно солей
, , ,
В этом ряду окислительная способность возрастает.
Слабыми окислителями являются катионы щелочных и щелочно-земельных металлов. В отличие от них сильными окислителями являются катионы пассивных металлов (Bi3+, Сu2+, Ag+, Аu3+). Это свойство используется, например, при изготовлении печатных плат, химическое меднение которых проводят восстановлением ионовСu2+(из растворов комплексных соединений) формальдегидом.
III группа.Некоторые вещества в реакциях окисления-восстановления могут выступать и окислителями, и восстановителями (в зависимости от условий). Ими могут быть:
а) Атомы и молекулы неметаллов IV А - VII Аподгрупп, бор, водород;
H-1H0H+1
S-2S0S+4S+6
восстановление окисление
б) Ионы элементов с промежуточным (между низшим и высшим) положительным окислительным числом в соединении.
Например, для марганца окислительными числами могут быть: Мn0,,,,,. Все формы его соединений сО.Ч. +2, +3, +4, +6в зависимости от условий могут проявлять как окислительные, так и восстановительные функции.
в) Перекисные соединения (Н2О2, ВаО2и др.).
Это связано со способностью соответствующих элементов отдавать или принимать электроны, повышая или понижая своё окислительное число. Двойственный характер поведения, например, Н2О2обусловлен природой связи. Атомы кислорода связаны друг с другом единичной неполярной ковалентной связью. Так как при этом общая пара электронов симметрично расположена относительно обоих ядер, то данная связь не изменяет окислительного числа атомов кислорода. Зато полярная ковалентная связь атомов кислорода с водородом обеспечиваетО.Ч. -1каждому кислородному атому.
С одной стороны, молекула Н2О2 может распадаться с разрывом кислородной связи и образованием новых связей кислорода с атомами других элементов, в результатеО.Ч.кислорода уменьшается до-2. При таком превращении перекись ведет себя как окислитель:2Н+ + Н2O2-1 + 2→ 2Н2O-2.
С другой стороны в Н2O2 могут разрываться связиО-Н,в результате образуются молекулыO2иО.Ч.кислорода повышается до0. В этом случаеН2O2проявляет восстановительные свойства.
Во многих реакциях, протекающих в водных растворах, участвуют соединения, атомы которых не изменяют О.Ч.Такие вещества в окислительно-восстановительных процессах вводят для создания среды: нейтральной, щелочной и кислотной.