ПЕНЗЕНСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

Кафедра «Химия»

«УТВЕРЖДАЮ»

Заведующий кафедрой «Химия»

Профессор, д.т.н. Ю.Перелыгин

«____»______________ 2012 г.

ТЕКСТ ЛЕКЦИИ № 10

по дисциплине «Химия»

по специальности 200100 «Приборостроение»

Тема № 6. Окислительно-восстановительные реакции. Основы электрохимии

Занятие № 1. Окислительно-восстановительные реакции

Текст лекции обсужден на заседании ПМК №__ кафедры «Химия» «___»____________ 2012 г., протокол №_____

г. Пенза

Содержание

Введение

1. Классификация химических реакций.

2. Степень окисления химических элементов.

3. Процессы окисления и восстановления. Окислитель и восстановитель.

4. Окислительно-восстановительные свойства элемента в зависимости от степени окисления.

5. Изменение окислительно-восстановительных свойств элементов в периодической системе.

6. Важнейшие окислители и восстановители.

7. Составление уравнений ОВР методом электронного баланса.

8. Классификация ОВР.

9. Влияние среды на направление ОВР.

Заключение

Литература:

1. Коровин Н.В. Общая химия. Учебник. – М.: Высшая школа, 1998. – с. 251 - 260.

Учебно – материальное обеспечение:

1. Мультимедийный проектор.

2. Оборудование и реактивы для демонстрации опытов «Химический вулкан» и «Выведение пятен от иодной настойки».

Цель занятия:

Знать: 1. Степень окисления. Связь между степенями окисления элемента и его положением в периодической системе.

2. Окислительно-восстановительная двойственность. Вещества, способные проявлять свойства и окислителей, и восстановителей.

3. Окислительно-восстановительные реакции (ОВР). Типы окислительно-восстановительных реакций. Влияние среды на направление протекания ОВР.

Уметь: составлять уравнения ОВР методом электронного баланса.

Организационно-методические указания:

1.Проверить наличие обучаемых и их готовность к занятиям, устранить недостатки.

2.Объявить тему и цель занятия, учебные вопросы, литературу.

3.Обосновать необходимость изучения данной темы.

4.Рассмотреть учебные вопросы с применением кадров презентации и использованием демонстрационных опытов.

5.По каждому учебному вопросу и в конце занятия подвести итоги.

6.В конце занятия выдать задание на самоподготовку.

Введение

Окислительно-восстановительные реакции, сопровождающиеся перемещением электронов от одних частиц к другим, играют важную роль в природе и технике. В качестве примеров окислительно-восстановительных процессов, протекающих в природных биологических системах, можно привести реакцию фотосинтеза у растений и процессы дыхания у животных и человека. Процессы горения топлива, протекающие в топках котлов тепловых электростанций и в двигателях внутреннего сгорания ракет, являются примерами технически важных окислительно-восстановительных реакций. Не будет преувеличением утверждать, что не существует такой области техники, где не были бы задействованы окислительно-восстановительные процессы, и знание основных закономерностей протекания этих процессов является необходимым для будущего инженера.

1.Классификация химических реакций

Химическая реакция – это взаимодействие реальных частиц (молекул, ионов, атомов), которое приводит к изменению их физико-химических свойств без изменения природы химических элементов.

В ходе химической реакции одни вещества (исходные, реагенты) превращаются в другие (продукты реакции).

Реакции неорганической химии классифицируются по признаку изменения числа реагентов и продуктов. Согласно этой классификации различают:

1) реакции разложения, в которых из одного исходного вещества образуется несколько продуктов реакции.

Пример.

2) реакции соединения, в которых из нескольких реагентов образуется один продукт.

Пример. ;

3) реакции замещения – реакции, в которых часть сложного вещества замещается простым веществом.

Пример .

4) реакции обмена – реакции, в которых реагенты обмениваются своими составными частями.

Пример.

Если в обмене участвуют протоны и гидроксильные группы, то такие реакции называют кислотно-основными или реакциями нейтрализации.

Одна и та же реакция может относиться одновременно к разным типам, в зависимости от признака, по которому проводят классификацию.

В отдельный класс выделяют окислительно-восстановительные реакции, сопровождающиеся переносом электронов и приводящие к изменению степеней окисления атомов, входящих в состав реагентов.

2.Степень окисления элементов

2.1. Определение степени окисления

В таблице (см ниже) представлены схемы образования хлора, хлороводорода и хлорида натрия.

КНС

КПС

ИС

Каковы заряды атомов водорода, хлора и натрия в этих соединениях?

В молекуле хлора, состоящей из одинаковых атомов, электронная пара в равной степени принадлежит обоим атомам. Следовательно, и заряд атомов в молекуле остается таким же, как и был, то есть равным нулю.

В кристалле хлорида натрия также происходит завершение электронного слоя у атома хлора, но здесь недостающий электрон атом хлора полностью оттягивает на себя. Образуется ион хлора с зарядом -1 (заряд иона натрия+1)

Сложнее обстоит дело с молекулой хлороводорода. Общая электронная пара здесь лишь частично оттянута от атома водорода к атому хлора, и точный заряд атома хлора без специальных исследований предсказать невозможно. Но мы можем вычислить условный заряд атома хлора, предположив, что атом хлора полностью присоединил к себе электрон от атома водорода. Вот этот условный заряд элемента, вычисленный, исходя из предположения, что соединение состоит из ионов, и называется степенью окисления.

Степень окисления (с.о.) элемента – это условный заряд, который приобрел бы атом, если бы электроны, участвующие в образовании химической связи, были бы полностью смещены к более электроотрицательному атому.

Значение степени окисления определяется числом электронов, смещенных от атома данного элемента (положительная с.о.) к атому другого элемента (отрицательная с.о.).