- •Методичні розробки
- •Частина 1
- •Ужгород – 2002
- •Передмова
- •Техніка експерименту в хімічній лабораторії
- •Загальні правила роботи в хімічній лабораторії
- •Предмет
- •Атомно-молекулярна теорія
- •Основні
- •Поняття
- •Прості та складні речовини
- •Хімічна символіка
- •Фізичні величини
- •Закон збереження маси
- •Закон еквівалентів
- •Закон сталості складу речовини
- •Закон кратних відношень
- •Газові закони
- •Закон Авогадро
- •Рівняння Менделєєва-Клапейрона
- •Хімічна термодинаміка
- •Термодинамічна система
- •Внутрішня енергія системи
- •Перший закон термодинаміки
- •Ентальпія системи
- •Тепловий ефект реакції
- •Закони термохімії
- •Термохімічні рівняння реакцій
- •Стандартний стан речовини
- •Термохімічні розрахунки
- •Поняття про ентропію
- •Другий закон термодинаміки
- •Хімічна кінетика
- •Поняття про швидкість хімічної реакції
- •Швидкість гомогенних реакцій
- •Швидкість гетерогенних реакцій
- •Залежність швидкості хімічної реакції від температури
- •Енергія активації хімічної реакції
- •Фотохімічні реакції
- •Ланцюгові реакції
- •З розгалуженими ланцюгами
- •Оборотні та необоротні реакції
- •Хімічна рівновага
- •Зміщення хімічної рівноваги
- •Фазові рівноваги
- •Каталіз
- •Розчини
- •Дисперсні системи
- •Розчини
- •Теорії розчинів
- •Розчинність речовин
- •Розчини
- •Розчини
- •Розчини твердих речовин
- •Способи вираження концентрації розчинів
- •Розчини неелетролітів
- •Тиск пари розчинів
- •Температура кипіння і температура замерзання розчинів
- •Розчини електролітів
- •Теорія електролітичної дисоціації
- •Ступінь електролітичної дисоціації
- •Ізотонічний коефіцієнт
- •Константа електролітичної дисоціації
- •Закон розведення
- •Властивості розчинів сильних електролітів
- •Добуток розчинності
- •Іонний добуток води
- •Водневий показник
- •Буферні розчини
- •Індикатори
- •Реакції у розчинах електролітів
- •Гідроліз солей
- •Ступінь гідролізу солі
- •Колоїдні розчини
- •Будова колоїдних часток
- •Окисно-відновні процеси електрохімічні процеси корозія
- •Ступінь окиснення елементу
- •Поняття про окисно-відновні реакції
- •Окисно-відновні властивості речовин
- •Класифікація окисно-відновних реакцій
- •Методи складання рівнянь окисно-відновних реакцій
- •У кислому середовищі:
- •У нейтральному середовищі:
- •В лужному середовищі:
- •Окисно–відновний потенціал
- •Еквівалент окисника і відновника
- •Електродний потенціал
- •Електричного шару
- •Гальванічний елемент
- •Стандартний електродний потенціал
- •Водневий електрод
- •Ряд стандартних електродних потенціалів металів
- •Електроди першого роду
- •Електроди другого роду
- •Окисно-відновні електроди
- •Іонселективні електроди
- •Електроліз
- •Корозія
- •Електрохімічна корозія
- •Захист металів від корозії
- •Загальні властивості полімерів
- •Полімери як високомолекулярні речовини
- •Структура полімерів
- •Реакція полімеризації
- •Механізми полімеризації
- •Властивості полімерів
- •Каучуки
- •Структура каучуків
- •Синтетичні каучуки
- •Вулканізація каучуків
- •Реакція поліконденсації
- •Пластмаси
- •Література для самостійної роботи студентів
У кислому середовищі:
MnO4- + 8H+ + 5ē ® Mn2+ + 4H2O |
2 |
SO32- + H2O – 2ē ® SO42- + 2H+ |
5 |
–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
2MnO4- + 16H+ + 5SO32- + 5H2O ® 2Mn2+ + 8H2O + 5SO42- + 10H+
після відповідних скорочень маємо
2MnO4- + 6H+ + 5SO32- ® 2Mn2+ + 3H2O + 5SO42-
Фіолетовий розчин (KMnO4) знебарвлюється.
У нейтральному середовищі:
MnO41- + 2H2O + 3ē ® MnO2 + 4OH- |
2 |
SO32- + 2OH- - 2ē ® SO42- + H2O |
3 |
–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
2MnO4-+ 4H2O + 3SO32- + 6OH- ® 2MnO2 + 8OH- + 3SO42- + 3H2O
після відповідних скорочень маємо
2MnO4-+ H2O + 3SO32- ® 2MnO2 + 2OH- + 3SO42-
Фіолетовий розчин (KMnO4) знебарвлюється і спостерігається випадання бурого осаду.
В лужному середовищі:
SO32- + 2OH- - 2ē ® SO42- + H2O |
1 |
MnO41- + ē ® MnO42- |
2 |
–––––––––––––––––––––––––––––––––––––
SO32- + 2OH- + 2MnO4- ® SO42- + H2O + 2MnO42-
Фіолетовий розчин (KMnO4) перетворюється в зеленуватий (K2MnO4).
Окисно–відновний потенціал
,
де z – кількість електронів, що приймають участь в реакції; і– концентрація (активність) окисленої і відновленої форми іонів у розчині;R – універсальна газова стала; F – число Фарадея (96500Кл/моль); T – абсолютна температура; E0 – стандартний окисно-відновний потенціал (Т = 298 К, == 1 моль/л). Чим більший за абсолютною величиною редокс-потенціал, тим активнішим окисником є дана частинка.
Знаючи редокс-потенціали речовин, що вступають у реакцію, можна передбачити напрямок і можливість самовільного протікання окисно–відновної реакції. Так, якщо для окисно-відновних систем (напівреакцій)
E0(Fe3+/Fe2+) = +0.77 B; E0(Cl2/2Cl–) = +1,36 B; E0(I2/2I-) = +0,54 B,
то реакція 2Fe3++2I– → 2Fe2++I2 проходитиме зліва направо, тому що E0(Fe3+/Fe2+)>E0(I2/2I–),
а реакція 2Fe3++2Cl– → 2Fe2++Cl2 проходитиме справа наліво, бо E0(Fe3+/Fe2+)<E0(Cl2/2Cl–), але самовільно протікатиме зворотна реакція окиснення Fe2+ газоподібним хлором.
Якщо елемент у сполуці знаходиться у проміжковому ступені окиснення, то атоми його можуть як підвищувати, так і понижувати свій ступінь окиснення. Сполуки, що містять атоми елемента у проміжкових ступенях окиснення, проявляють окисно-відновну двоїстість – здатність вступати у реакції як з окисниками, так і з відновниками. До таких сполук належать нітритна кислота, йод, сірка, пероксид водню та ряд інших.
Пероксид водню як окисник:
H2O2 + 2HI-1 ® I20 + 2H2O
2I- - 2ē ® I20 |
1 |
H2O2 + 2H+ + 2ē ® 2H2O |
1 |
––––––––––––––––––––––
2I- + H2O2 + 2H+ ® I2 + 2H2O
Пероксид водню як відновник:
5H2O2 + 2KMn+7O4 + 3H2SO4 ® 5O20 + K2SO4 + 2Mn2+SO4 + 8H2O
MnO4- + 8H+ + 5ē ® Mn2+ + 4H2O |
2 |
H2O2 - 2ē ® O2 + 2H+ |
5 |
––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
2MnО4- + 5H2O2 + 16H+ ® 2Mn2+ + 8H2O + 5O2 + 10H+
2MnО4- + 5H2O2 + 6H+ ® 2Mn2+ + 8H2O + 5O2