- •Российский национальный исследовательский
- •1. Некоторые основные понятия и законы химии
- •2. Энергетика химических реакций
- •Упражнения и задачи для самостоятельного решения
- •3. Химическое равновесие
- •3.1 Основные понятия и признаки химического равновесия
- •3.2 Смещение химического равновесия
- •Упражнения и задачи для самостоятельного решения
- •4. Растворы
- •4.1. Основные понятия. Образование растворов
- •4.2. Способы выражения состава растворов
- •Задачи для самостоятельного решения
- •5. Равновесия в растворах электролитов
- •Упражнения и задачи для самостоятельного решения
- •6. Растворы сильных электролитов
- •Упражнения и задачи для самостоятельного решения
- •7. Буферные растворы
- •7.1 Основные понятия
- •7.2 Свойства буферных растворов
- •Упражнения и задачи для самостоятельного решения
- •8. Равновесия в системе осадок― раствор
- •Упражнения и задачи для самостоятельного решения
- •9. Строение атома
- •Упражнения для самостоятельного решения
- •10. Окислительно_восстановительные реакции
- •Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
- •Основные схемы электронно-ионных полуреакций в различных средах
- •Упражнения для самостоятельного решения
- •11. Химическая связь.
- •11.1 Ковалентная связь
- •Механизмы образования химической связи
- •Гибридизация атомных орбиталей и геометрия молекул
- •Делокализованная π-связь
- •Метод молекулярных орбиталей
- •Свойства ковалентной связи
- •11.2. Ионная связь
- •11.3 Водородная связь
- •11.4. Металлическая связь
- •11.5. Химическая связь в твердых телах
- •12. Комплексные соединения
- •12.1. Основные понятия
- •12.2. Строение комплексных соединений
- •12.3 Природа химической связи в комплексных соединениях
- •12.4. Устойчивость комплексных соединений
- •12.5. Свойства комплексных соединений
- •Упражнения и задачи для самостоятельного решения
- •Приложение
- •Содержание
Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
Существует несколько способов составления уравнений ОВР. Обычно применяются:
а) метод электронного баланса;
б) метод электронно-ионного баланса.
В основе обоих методов лежит нахождение таких количественных отношений между окислителем и восстановителем, при которых соблюдается равенство принятых и отданных электронов.
Метод электронного баланса является более универсальным, хотя и менее
наглядным. Он основан на подсчете изменения степеней окисления атомов окислителя и восстановителя в исходных и конечных веществах. При работе с этим методом удобно следовать такому алгоритму:
1. Записывается молекулярная схема окислительно-восстановительной реакции,
2. Рассчитываются степени окисления атомов (обычно тех, которые ее меняют),
3. Определяются окислитель и восстановитель,
4. Устанавливаются числа электронов, принимаемых окислителем,
и число электронов, отдаваемых восстановителем,
5. Находятся коэффициенты, при умножении на которые, числа отданных и принятых
электронов уравниваются,
6. Подбираются коэффициенты для других участников реакции.
Рассмотрим реакцию окисления сероводорода.
-2 0 +4 -2 -2
H2S + O2 = SO2 +H2O
В этой реакции сера (-2) является восстановителем, а молекулярный кислород - окислителем. Составляем электронный баланс.
S-2 – 6e- → S+4 2 – коэффициент домножения для восстановителя
O2 + 4e → 2O-2 3 – коэффициент домножения для окислителя
Записываем формулы веществ с учетом коэффициентов домножения
2H2S + 3O2 = 2SO2 +2H2O
Метод электронного баланса обычно используют для определения коэффициентов в ОВР, протекающих в гетерогенных системах, содержащих твердые вещества или газы.
Для реакций, протекающих в растворах, обычно применяется метод электронно-ионного баланса, который учитывает влияние различных факторов на состав конечных продуктов.
Данный метод учитывает: а) кислотность среды, б)концентрации реагирующих веществ, в) реальное состояние реагирующих частиц в растворе, г) влияние температуры и др. Кроме того, для данного метода нет необходимости использовать степень окисления.
Влияние среды реакции.
Присутствие в растворе сильных кислот создает сильнокислую среду. В таких системах, кроме воды (Н2О) создается избыток ионов (Н+) и анионов этой кислоты. Напомним, что сильные кислоты — сильные электролиты, диссоциированные практически полностью. Чаще других в качестве вещества, создающего кислую среду, используют разбавленную H2SO4. Другие сильные кислоты, например галогеноводородные (HCl, HBr, HI) являются восстановителями (минимальная степень окисления !) и сами активно участвуют в реакции с окислителем. Напротив, азотная кислота HNO3 и концентрированная серная кислота H2SO4 проявляют сильные окислительные свойства и поэтому одновременно являются и окислителями, и создателями среды.
В исходных нейтральных, а также в слабокислых и слабощелочных растворах основной частицей среды является вода(Н2О), т.к. концентрации ионов Н+ и ОН- весьма малы. Однако, по ходу реакций окисления и восстановления в растворе могут накапливаться ионы Н+ и ОН-. Разумеется, они будут реагировать между собой с образованием воды, но если какого-либо иона оказывается больше, то будет происходить или закисление, или защелачивание конечного раствора.
Щелочную среду в растворе создают частицы сильных оснований, обычно КОН или NaOH. Вследствие полной диссоциации щелочей, основными частицами щелочной среды будут вода (Н2О) и ионы ОН- .Важно отметить, что щелочи в водном растворе не проявляют ни окислительных, ни восстановительных свойств.