- •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
Окислительно-восстановительные свойства веществ
Вещества |
Типичные окислители |
Типичные восстановители |
Окислительно-восстановительные свойства |
простые |
Галогены: F2, Cl2, Br2 Кислород (О2) |
Активные металлы: Na, Ca, Mg, Zn ; Водород (Н2) |
Неметаллы: S, N2, J2, P |
сложные |
Сложные молекулы или ионы, содержащие атомы металлов и неметаллов в высшей положительной степени окисления: KMn+7O4, HN+5O3, H2S+6O4, K2Cr2+6O7 и др. 2. Положительно заряженные ионы малоактивных металлов: Ag+1, Cu+1. |
Молекулы или ионы, содержащие неметаллы в отрицательной степени окисления: H2S-2, HBr-1, HI-, HCl-1, N-3H3, As-3H3, и др. |
Сложные вещества, элементы которых находятся в промежуточной степени окисления: S+4O2, HN+3O2, Mn+4O2 и др. |
Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса
Расставить все степени окисления всех элементов. Определить окислитель, восстановитель.
Составить уравнение электронного баланса.
По правой части электронного баланса написать предполагаемые продукты реакции по окислительно-восстановительному (ОВ) процессу, а также параллельно протекающие процессы – реакции обмена или замещения.
Поставить коэффициенты к окислителю и восстановителю согласно уравнению электронного баланса и продуктам их превращения.
Уравнять катионы металлов, не участвующих в ОВР
Уравнять анион неметалла, не участвующего в ОВР
Уравнять количество атомов водорода
Подсчитать количество атомов кислород. Если количество атомов кислорода в левой и правой части одинаково, уравнение составлено правильно.
Примечание: указанная последовательность расстановки коэффициентов для кислой среды, в щелочных средах п.5 и п. 6 поменять местами.
Для количественной характеристики окислительно-восстановительной активности веществ используют так называемые электродные или окислительно-восстановительные потенциалы (ОВП). Последние выражают работу, которая затрачивается при переходе 1 моль эквивалента вещества из восстановленной формы в окисленную и, наоборот. Потенциал данного электродного процесса при концентрации всех реагирующих веществ, равных единице, называется нормальным или стандартным потенциалом (см. Приложение 10 – «Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы в водных растворах по отношению к водородному электроду»). За нуль берется нормальный потенциал процесса: 2Н+ +2е Н2
Чем отрицательнее значение электродного потенциала, тем активнее данная система как восстановитель, т.е. тем легче она переходит из восстановленной формы в окисленную. Чем больше положительное значение электродного потенциала, тем легче вещество переходит из окисленной формы в восстановленную – окислитель.
Окислительно-восстановительная реакция возможна лишь в том случае, когда разность между ОВП окислителя (Еок) и ОВП восстановителя (Евос) имеет положительное значение (ЭДС):
ЭДС = Еок – Евос 0
Например,Ag0 + H+Cl
вос-ль ок-ль
Ag0 –1e Ag+1 E0вос = 0,79 В
Н+ +2е Н2 Е0ок = 0 В
ЭДС0 = Е0ок – Е0вос = 0- 0,79 0, реакция не возможна.
Направление ОВР зависит от многих факторов: реакция среды (кислая, нейтральная, щелочная); температура; концентрация окислителя и др. факторы.
В водных растворах концентрация ионов водорода меняется в широких пределах, поэтому, если в ОВР образуются или расходуются ионы водорода или гидроксила, то рН очень сильно влияет на направление таких реакции. В связи с этим уравнения полуреакций окисления и восстановления учитывают реально существующие молекулы, ионы и реакцию среды.
Например, рассмотрим окислительную способность перманганата в зависимости от среды :
MnO4- + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O, E0 = 1,51 B, pH < 7,
MnO4- + 4H+ + 3e = MnO2 + 2H2O, E0 = 1,69 B, pH 7,
MnO4- +2H2O +3e = MnO2 +2OH-, E0 = 0,60 B, pH >7 (см. приложение – 10).
Данный пример также определяет окислительную способность соединения марганца в +7 степени окисления, а именно, с ростом рН окислительная способность падает ( с увеличением рН уменьшается ОВП).