- •33. Окислительно-восстановительные сис. Степ окисл. Процессы ок и вос. Пр типичных ок и восстанов.
- •35. Окислительно-восстановительная двойственность на примере н2о2 и NaNo2.
- •36. Электрохимические процессы. Двойной электрич слой на границе электрод/электролит.
- •37. Типы электродов (I рода (Ме и НеМе); газовые электроды (водородный и кислородный); ок-вос электроды). Ур-ние Нернста для электрод потенциала. Стандарт водородный электрод как.
- •38. Гальванические элементы. Электродвижущая сила (эдс) гальванических элементов. Токообразующая реакция гальванических элементов.
- •39. Обратимые гальванические эл-ты (аккумуляторы), необратимые гальванические эл-ты (сухие элементы).
- •1) Прямой процесс(работа, т.Е. Получение эл. Тока )
- •2) Обратный процесс(приобретение эл. Энергии (зарядка))
- •2) Обратный процесс
- •40. Коррозия. Хим и электрохим коррозия Ме. Электрохим коррозия Ме в кислой среде ( Fe/Zn и Fe/Sn).
- •41. Методы защиты от коррозии. Защитные покрытия, катодная и протекторная защита от коррозии.
- •42. Лантаноиды (4-f элементы). Особенность электронного строения. Лантаноидное сжатие. Лантаноиды с переменной степенью окисления.
- •43. Свойства соединений церия и европия в разных степенях окисления. Получение и области применения.
- •44. Актиноиды (5-f элементы). Особенность электронного строения. Актиноидное сжатие. Изменение степени окисления в ряду актиноидов.
- •45. Свойства урана и его соединений в разных степенях окисления. Получение и области применения.
- •1.Свойства гидроксидов:
- •Гидролиз:
- •46. Свойства тория и его соединений. Получение и области применения.
- •47. Радиоактивность и радиохим превращения веществ. Стабильные и нестабильные изотопы. Применение.
- •48. Основные виды ионизирующего излучения.
- •49. Реакции радиоактивного распада. Период полураспада. Ядерные реакции.
- •50. Современные методы разделения и очистки веществ на примерах очистки воды, воздуха, извлечения и разделения актиноидов. Химические методы, ионообменная сорбция, экстракция.
33. Окислительно-восстановительные сис. Степ окисл. Процессы ок и вос. Пр типичных ок и восстанов.
Окислительно-восстановительные системы (ОВРеакции) ОВР – это реакции, которые сопровождаются изменением степ окисления реагентов в результате полн или частичного переноса электронной плотности .
Степень окисления – условный заряд элемента в соединении, вычисленный, исходя из предположения, что все связи ионные, т.е все электронные пары его химических связей смещены в сторону более электроотрицательного атома. Определение степени окисления проводят, используя следующие правила:
1.Степень окисления элемента в простом веществе, например, в металле или H2, N2,O3 равна нулю.
2.Степ окисления эл-та в виде одноатомного иона в соед, имеющим ионное строение, = заряду данного иона.
3.В соединениях с ковалентными полярными связями отрицательный заряд относят к более электроотрицательному элементу, причём принимают следующие степени окисления: а)для фтора -1; б)для кислорода - 2, за исключением пероксидов, где С.О.= -1, надпероксидов (С.О.= -1/2), озонидов (С.О.= -1/3) иOF2 (C.О.=+2 ) в)для водорода С.О.=+1, за исключением солеобразных гидридов, например LiH, где С.О.= -1 г)для щёлочных и щёлочно-земельных металлов С.О.=+1 и +2 соответственно.
4. Алгебраическая сумма С.О. элементов в нейтральной молекуле равна нулю, в сложном – заряду иона. Понятие С.О. для большинства соединений не отражает реальный эффективный заряд атома.
Процессы окисления и восстановления. Окисление- отдача электронов веществом, т.е. повышение степени окисления элемента. Zn0- 2е→ Zn2+. С.О. цинка повышается от 0 до +2. Восстановление- это смещение электронов к веществу или понижение степени окисления элемента.
Примеры типичных окислителей и восстановителей Типичные ок: (хар-ся высоким положит окислит-восст потенциалом): а)Простые в-ва, атомы которых обладают большой ЭО. Пример I2, Br2, O2,Cl2,F2. б)Сложные в-ва, в которых атомы имеют наивысшую положит степень окисления.
пример: KMnO4, HNO3. Типичные восст (хар-ся низким часто отрицат окислит-восст потенциалами)
а)Простые в-ва ,атомы которых обладают низкими значениями энергии ионизации и малой ЭО. Li,Na,K,Cu,Al,Zn,H. б)сложные в-ва, содержащие атомы в низшей степени окисления, часто в отрицательной. Пр H2S , NH3, HCl
34. Ур-ия ок-восст р-ций. Метод электронного баланса. Пр влияния среды (рН) на ок- восст превращ.
ОВР-реакции, которые сопровождаются изменением степени окисления реагентов в результате полного и частичного переноса эл. плотности.
ОВР делятся на типы: 1. Межмолекулярные р-ции – в которых окисилит и восстанов представляют собой разные вещества. Cu+2FeCl3→CuCl2+2FeCl2
1) определяем окисл. и вос. среди исходных вещей; 2)предполагаем вариант изменения их степени ок. в р-ции ОВР; 3) составляем баланс, записываем электродные потенциалы, определяем возможность протекания р-ции; 4) если р-ция возможна, то записываем ур-ние.
2. Внутримолекулярные реакции – окислит и восстан служат атомы или ионы одной и той же молекулы. (NH4)2Cr2O7→N2+Cr2O3+4H2O
3. Р-ции диспропорционирования протекают с одновременным ↓и ↑степ окисл-я атомов одного и того же эл-та. Cl2+H2O→HCl+HClO
При составлении ОВР применяют Метод электронного баланса: Ок-е и восстан-е выражают электронными ур-ми, в которых указывают изменение степени окисления атома восст-ля и окислителя, а также число отданных и принятых электронов. Коэффиц-ты подбираются так, чтобы соблюдался баланс отданных и принятых электронов.
pH среда создается добавлением в ур-ние р-ции молекул к-ты, воды или оснований.
Среда может ослабить окислит-восст св-ва соединений, а иногда изменить направление процесса. Реакция As2O3+2I2+2H2O→As2O5+4HI в прямом направлении идет только в нейтральной и щелочной средах. Чем меньше кислотность среды, тем, как правило, менее глубоко идет процесс: перманганат восстанавливается до Mn2+ в кислой среде, до MnO2 - в нейтральной и до MnO42- в щелочной среде.