- •Н.М. Тетерина Учебное пособие по неорганической химии
- •Введение
- •Глава 1. Классы неорганических соединений
- •Основания
- •Двойственность амфотерных гидроксидов
- •Номенклатура кислот
- •Взаимодействие кислот с металлами
- •Классификация и номенклатура солей
- •Номенклатура кислот и солей
- •Контрольные задания №1 Тема: «Классы неорганических соединений»
- •Глава 2. Строение атома. Периодическая система элементов д.И. Менделеева
- •Размещение электронов по энергетическим уровням
- •Электронная формула
- •Общая характеристика элементов по семействам
- •Характеристика элементов по классам, исходя из электронной конфигурации атома
- •Контрольное задание №2 Тема: «Строение атома. Периодическая система элементов д.И. Менделеева »
- •Глава 3. Химическая связь. Комплексные соединения.
- •Пример образования химической связи в соединении
- •Рекомендуемая литература: [1], с. 97-167; [2], с. 35-64.
- •Контрольное задание №3 Тема: «Химическая связь»
- •Тема: «Комплексные соединения»
- •Глава 4. Кинетика химических реакций. Химическое равновесие
- •Примеры кинетических расчетов
- •Химическое равновесие
- •Пример расчета
- •Рекомендуемая литература: [1], с.186-210; [2], с. 149-203. Контрольные задания № 4 Тема: «Кинетика химических реакций. Химическое равновесие»
- •Глава 5. Термодинамика химических процессов
- •Пример термодинамических расчетов
- •Рекомендуемая литература: [1], с.168-185; [2], с.116-148. Контрольные задания № 4 Тема :«Термодинамика химических процессов»
- •Глава 6. Способы выражения концентраций растворов
- •Рекомендуемая литература: [1], с.216-221 контрольные задания №6 Тема: «Способы выражения концентрации растворов»
- •Глава 7. Теория электролитической диссоциации. Ионные реакции
- •Характеристика электролитов
- •Диссоциация солей
- •Рекомендуемая литература: [1], с.231-246; [2], с.218-224. Контрольные задания №7 Тема «Теория электролитической диссоциации. Ионные реакции»
- •Глава 8. Водородный показатель. Гидролиз солей
- •Цвет универсального индикатора в зависимости от рН
- •Примеры расчетов рН и концентрации растворов веществ
- •Гидролиз солей
- •Рекомендуемая литература: [1], с.249-258;[2], с.224-242. Контрольное задание № 8 Тема : «Водородный показатель. Гидролиз солей»
- •Глава 9. Коллигативные свойства растворов
- •Рекомендуемая литература: [1], с.225-230; [2], с.205-208. Контрольное задание №9 Тема: «Коллигативные свойства растворов»
- •Глава 10. Окислительно-востановительные реакции
- •Окислительно-восстановительные свойства веществ
- •Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса
- •Пример составления овр
- •Особенности взаимодействия металлов с кислотами и щелочами
- •Рекомендуемая литература: [1], с.259-267;[2], с.251-278. Контрольное задание № 10 Тема : «Окислительно-востановительные реакции»
- •Глава 11. Электрохимия. Гальванические элементы
- •Пример расчета эдс медно-цинкового гальванического элемента
- •Рекомендуемая литература: [1], с.273-280, с. 681-685;[2], с. 300-310. Контрольное задание №11 Тема: «Электрохимия. Гальванические элементы»
- •Глава 12. Электролиз
- •Приближенные значения перенапряжения водорода и кислорода на различных материалах.
- •Примеры электролиза водных растворов электролитов
- •Пример расчета количества выделившихся веществ при электролизе
- •Рекомендуемая литература:[1], с.281-288, с. 677-681; [2],с.279-299. Контрольное задание №12 Тема: «Электролиз»
- •Глава 13. Коррозия металлов
- •Механизм электрохимической коррозии
- •Пример расчета коррозии Ме в результате образования гальванического элемента.
- •Рекомендуемая литература: [1], с.685-693; [2], с.311-340. Контрольное задание №13 Тема: «Коррозия металлов»
- •Глава 14. Свойства металлов
- •Контрольное задание №14 Тема: «Свойства металлов»
- •Глава 15. Синтетические высокомолекулярные соединения
- •III. По химическому составу:
- •IV. По структуре макромолекулы:
- •V. По пространственному строению:
- •VI. По физическим свойствам:
- •Рекомендуемая литература: [1], с.603-616; л.2, с.450-474 контрольное задание №15 Тема: «Синтетические высокомолекулярные соединения»
- •Словарь терминов и персоналий
- •Рекомендуемая литература
- •Приложения
- •Растворимость солей, кислот и оснований в воде*
- •Термодинамические константы некоторых веществ*
- •Плотность растворов кислот, щелочей, аммиака различных концентраций при 150с
- •Константы диссоциации кислот
- •Константы нестойкости комплексных ионов
- •Степени диссоциации кислот, оснований и солей в 0,1 н водных растворах (при 180с)*
- •Криоскопические константы некоторых растворителей
- •Эбуллиоскопические константы некоторых растворителей
- •Электрохимический ряд напряжений металлов
- •Стандартные окислительно-востановительные потенциалы в водных растворах по отношению к нормальному водородному электроду
- •Содержание
Глава 10. Окислительно-востановительные реакции
После изучения этой темы вы должны:
знать важнейшие химические понятия: окисление и восстановление;
уметь определять окислитель и восстановитель;
расставлять коэффициенты методом электронного баланса или ионно-электронным методом;
проводить расчет ЭДС окислительно-восстановительной реакции на основе понятия окислительно-восстановительного потенциала.
Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными (ОВР).
При определении степени окисления условно предполагают, что в соединении валентные электроны полностью переходят к более электроотрицательным атомам. В действительности же при образовании ковалентных связей происходит только смещение электронной пары от одного атома к другому. Таким образом, степень окисления – это условный заряд, который принял бы атом, если бы отдал или принял соответствующее число электронов.
При определении степени окисления элементов в соединении надо помнить, что в целом молекула электронейтральна, поэтому сумма положительных и отрицательных зарядов должна равняться нулю.
Пример K+Mn+7O-24
+1+7-8=0
Основные положения теории окислительно-восстановительных реакций:
Окислением называется процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом:
Na0 – 1e Na+. При окислении степень окисления повышается.
Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, называются восстановителями, в реакции они окисляются.
Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом: Cl20 + 2e 2Cl-. При восстановлении степень окисления понижается.
Атомы, молекулы или ионы, принимающие электроны, называются окислителями, в реакции они восстанавливаются.
Процессы окисления и восстановления протекают одновременно. Число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем.
Окислительно-восстановительная способность атома в соединении связана с его электронной структурой.
Например, рассмотрим окислительно-восстановительные свойства соединений серы в зависимости от строения валентных электронов центрального атома: H2S-2, H2S+4O3 , H2S +6O4
В нормальном состоянии атома, чему соответствует нулевая степень окисления, атом серы имеет шестиэлектронную структуру:
3
S0 |
|
|
|
|
|
3p |
|
В Н2S сера имеет отрицательную степень окисления -2, чему соответствует восьмиэлектронная оболочка валентного слоя:
3
S-2 |
|
|
|
|
|
3p |
|
Больше принять электронов она не может, а может только отдавать, следовательно, сероводород – восстановитель.
В H2SO3 сера находится в промежуточной степени окисления +4, это соответствует следующей электронной конфигурации:
3
S+4 |
|
|
|
|
|
3p |
|
В данном случае сернистая кислота может быть как окислителем (принять электроны на свободные орбитали) так и восстановителем (отдать электроны).
В третьем соединении сера имеет положительную максимальную степень окисления +6 (валентных электронов нет, орбитали свободны), т.е. частица может принимать электроны.
3
S+6 |
|
|
|
|
|
3p |
|
Следовательно, серная кислота – окислитель.
Таким образом, окислительно-восстановительные свойства легко определяются исходя из степени окисления атома в соединении (табл. 11).
Таблица 11