- •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
8.4. Методы составления уравнения окислительно-восстановительных реакций
Для составления химических уравнений окислительно-восстановительных реакций применяют два метода:
а) электронного и б) ионно-электронного баланса.
Метод электронного баланса. Этот метод построен на подсчете общего числа электронов, переходящих от восстановителя к окислителю и определяется изменением окислительного числа элементов в реагирующих веществах до и после реакции.
В качестве примера рассмотрим реакцию:
В ходе взаимодействия окислительные числа изменяют хром и сера, при этом О.Ч.хрома уменьшается (следовательноCr+6- окислитель), а серы увеличивается (S-2- восстановитель). Значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов подтверждают правильное определение окислителя и восстановителя(=1,033 В,=1,14 В).
Составляются электронные схемы частных процессов окисления и восстановления:
2Сr+6 + 6= 2Сr3+
S -2 - 2= S0
Молекула K2Cr2O7 содержит два атома хрома, поэтому в электронной схеме берут2Cr+6.Затем определяются коэффициенты перед окислителем и восстановителем, исходя из правила: общее число отданных восстановителем электронов равно числу принятых окислителем. В приведенном случае такими коэффициентами являются числа:3- перед восстановителем и1- перед окислителем.
2Cr+6 + 6=2Cr3+ 1
S -2 - 2=S0 3
2Cr+6 + S-2 = 2Cr3++S0
Найденные коэффициенты подставляют в левую часть уравнения рассматриваемой реакции. Коэффициенты для остальных соединений находятся путем сопоставления атомов в соединениях в левой и правой частях схемы. В результате окончательное уравнение реакции будет иметь вид:
K2Cr2O7 + 3H2S +4H2 SO4 = Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 3S + 7H2O
Ионно-электронный метод. Ионно-электронный метод, так же как и метод электронного баланса, основан на определении общего количества элементов, перемещающихся от восстановителя к окислителю, но в этом методе коэффициенты определяют с учетом реальной формы ионов, участвующих во взаимодействии, и с учетом кислотности среды. Рассмотрим реакцию:
K2Cr2O7 + H2S + H2PO4 → Cr2(SO4)3 + S + K2SO4 + H2O
Или в ионной форме:
2К+ + Cr2O72- + H2S + 2Н+ + SO42- = 2Cr3+ + 3SO42- + S + 2К+ + SO42- + Н2O
При написании реакций в ионной форме следует помнить, что малодиссоциирующие, газообразные и труднорастворимые соединения записываются в уравнении в молекулярной форме.
Составляем ионно-электронные схемы для частных процессов окисления и восстановления с указанием исходных и образующихся реально существующих в условиях данной реакции ионов или молекул. Следует иметь ввиду, что в водных растворах большую роль играет среда, потому в реакциях могут участвовать молекулы Н2O,ионыН+илиОН-.Так, если продукт реакции содержит меньше кислорода (или вообще не содержит), чем исходный, то избыток кислорода связывается с молекулами воды с образованием гидроксид-ионов (О2- + Н2O = 2OН-).
Если продукт реакции содержит больше кислорода, чем исходное вещество, то недостающее количество кислорода в кислых и нейтральных средах берется из молекул воды, при этом освобождаются ионы водорода (Н2O = О2- + 2Н+),источником кислорода в щелочной среде служат ионыОH-, при этом в качестве продукта реакции образуется вода(2OН- = О2- + Н2O).
Для рассматриваемого случая схемы полуреакций имеют вид:
Cr2O72- + 14Н+ → 2Сr3+ + 7Н2O
H2S → S + 2Н+
Левая часть первой схемы имеет суммарный заряд ионов +12 (-2 + 14 = 12), суммарный заряд правой части+6. Следовательно, в результате восстановления присоединяется6электронов;
во второй схеме левая часть содержит только незаряженные частицы (H2S), а суммарный заряд правой части равен+2. Следовательно, в результате окисления освобождаются два электрона, т.е.
Cr2O72- + 14Н+ + 6= 2Cr3+ + 7Н2O 1
H2S - 2= S + 2Н+ 3
Основные коэффициенты (1 и 3)подбираются также как и в методе электронного баланса.
Для составления ионного уравнения окислительно-восстановительной реакции следует просуммировать полученные полуреакции для процессов окисления и восстановления с учетом установленных коэффициентов при окислителе и восстановителе:
Cr2O72- + 14Н+ + 3H2S = 2Cr3+ + S + 7Н2O + 6Н+
Сократив на Н+, получим ионное уравнение с необходимыми стехиометрическими коэффициентами:
Cr2O72- + 8Н+ + 3H2S = 2Cr3+ + 3S+ 7Н2O
Для перехода к молекулярному уравнению следует поступать так: в левой части уравнения к каждому числу анионов приписывают соответствующее число катионов, а к катиону - анионов. Затем такие же ионы и в том же количестве записывают в правой части уравнения, после чего ионы объединяют в молекулы:
Cr2O72- + 8Н+ + 3H2S = 2Cr3+ + 3S+ 7Н2O
2К+, 4SO42- 4SO42-, 2К+
К2Сr2O7 + 4H2SO4 + 3H2S = Cr2(SO4)3 + 3S + K2SO4 + 7H2O
Особые случаи составления уравнений окислительно-восстановительных реакций. Чтобы без затруднений составлять уравнения окислительно-восстановительных реакций, следует иметь в виду некоторые общие случаи:
1. Если суммарное число электронов, отданное восстановителем (принятых окислителем), нечетно, а в результате реакции получается четное число атомов (хотя бы одного из элементов), то коэффициенты удваиваются. Например, в реакции
MnMnO4- + 8Н+ + 5 = Mn2+ + 4Н2O 1 2
I - 1=I0 5 10
2МnO4- + 16Н+ + 10I- = 2Мn2+ + 8Н2O +10I0
В этой реакции окислителем является ион МnO-4 (=1,54В),а восстановителем - ион I-(=0,54В).
2. В ряде случаев окислитель (восстановитель) расходуется дополнительно на связывание образующихся в результате реакции ионов, как, например, в реакции:
КМnO4 + НСl → Сl2 + МnCl2 + Н2О + КСl
МnO4- + 8Н+ + 5= Mn2+ + 4Н2O 1 2
Сl--= С10 5 10
2МnO4- + 16Н+ + 10Cl- = 2Мn2+ + 8Н2O +5Сl2
2К+, 6Cl- 2К+, 6Сl-
В этой реакции 10молекулНClреагируют как восстановитель(= 1,35 В)и еще6расходуются на связывание получающихся катионов калия и марганца (образование солей). В процессе восстановления иона-окислителяМnO4-участвует5.
Получаем суммарное молекулярное уравнение:
2КМnO4 + 10НCl + 6НСl = 5Сl2 + 2МnCl2 + 8Н2O + КСl
или
2KMnO4 + 16НСl = 5С12 + 2МnCl2 + 8Н2O + 2КСl