- •И. В. Крепышева
- •Содержание
- •Тема 7. Химия металлов 125
- •1.2. Квантово-механическая модель атома водорода
- •1.3. Строение многоэлектронных атомов
- •1.4. Периодическая система элементов д.И. Менделеева
- •1.5. Периодические свойства элементов
- •1.6. Решение типовых задач
- •1.7. Задачи для самостоятельного решения
- •Тема 2. Химическая связь
- •2.1. Ковалентная связь
- •2.2. Гибридизация атомных орбиталей
- •2.3. Ионная химическая связь
- •2.4. Металлическая связь
- •2.5. Водородная связь
- •2.6. Строение твердого тела
- •Тема 3. Элементы химической термодинамики
- •3.1. Основные понятия термодинамики
- •3.2. Внутренняя энергия
- •3.3. Энтальпия
- •3.4. Термохимия. Закон Гесса
- •3.5. Энтропия
- •3.6. Самопроизвольные процессы. Энергия Гиббса
- •3.7. Решение типовых задач
- •3.8. Задачи для самостоятельного решения
- •Тема 4. Химическая кинетика и химическое равновесие
- •4.1. Скорость химической реакции
- •4.2. Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ
- •4.3. Зависимость скорости реакции от температуры
- •4.4. Катализ
- •4.5. Химическое равновесие
- •4.6. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье
- •4.7. Решение типовых задач
- •4.8. Задачи для самостоятельного решения
- •Тема 5. Растворы. Дисперсные системы
- •5.1. Общие свойства растворов
- •5.2. Способы выражения состава растворов
- •5.3. Теория электролитической диссоциации
- •5.4. Теории кислот и оснований
- •5.5. Ионные реакции в растворах
- •5.6. Ионное произведение воды. Водородный показатель рН
- •5.7. Гидролиз солей
- •5.8. Дисперсные системы и их классификация
- •5.9. Решение типовых задач
- •28,57 Г соли растворены в 71,43 г воды
- •3% Массы раствора составляют 48,84 г
- •Соотношение между рН и рОн
- •5.10. Задачи для самостоятельного решения
- •Тема 6. Окислительно-восстановительные электрохимические процессы
- •6.1. Основные понятия
- •Правила определения степени окисления
- •6.2. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
- •6.3. Влияние среды на характер протекания реакций
- •6.4. Важнейшие окислители и восстановители
- •6.5. Электрохимические процессы
- •96500 Кл (26,8 а∙ч) – 31,77 г Cu (масса моля эквивалентов)
- •96500 Кл – 1 г (11,2 л– объем моля эквивалентов)
- •6.6. Гальванический элемент Даниэля-Якоби
- •6.7. Окислительно-восстановительные потенциалы
- •6.8. Эдс окислительно-восстановительных реакций
- •6.9. Электролиз расплавов и растворов солей
- •6.10. Некоторые области применения электрохимии
- •6.11. Решение типовых задач
- •6.12. Задачи для самостоятельного решения
- •Тема 7. Химия металлов
- •7.1. Общая характеристика металлов
- •7.2. Химические свойства металлов
- •7.3. Взаимодействие металлов с кислотами
- •Взаимодействие металлов с соляной кислотой.
- •Взаимодействие металлов с азотной кислотой
- •Взаимодействие металлов с серной кислотой
- •7.4. Сплавы
- •7.5. Получение металлов
- •Тема 8. Коррозия и защита металлов
- •8.1. Определение и классификация коррозионных процессов
- •8.2. Химическая коррозия
- •8.3. Электрохимическая коррозия
- •8.4. Возможность коррозии с водородной и кислородной деполяризацией
- •8.5. Защита металлов от коррозии
- •8.6. Решение типовых задач
- •8.7. Задачи для самостоятельного решения
- •Тема 9. Органические полимерные материалы
- •9.1. Классификация полимерных (высокомолекулярных) материалов
- •9.2. Строение полимеров
- •9.3. Кристаллическое и аморфное состояние полимеров
- •9.4. Методы получения полимеров
- •9.5. Применение полимеров
- •Тема 10. Химическая идентификация и анализ вещества
- •10.1. Химическая идентификация вещества
- •Некоторые реагенты для идентификации катионов
- •Классификация анионов по окислительно-восстановительным свойствам
- •Некоторые реагенты для идентификации анионов
- •10.2. Количественный анализ. Химические методы анализа
- •10.3. Инструментальные методы анализа
- •Приложение
- •Важнейшие единицы си и их соотношение с единицами других систем
- •Приставки для дольных и кратных единиц си
- •Термодинамические характеристики некоторых веществ при 298 к
- •Стандартные потенциалы металлических
- •Энергия разрыва связи
- •Электроотрицательность элементов по Полингу
- •Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы элементов
- •Растворимость соединений
- •Обозначения: р – растворимый, м – малорастворимый, н – нерастворимый,
- •Константы диссоциации Кд слабых электролитов
- •Распределение электронов в атоме
- •Список литературы
- •Крепышева Ирина Вадимовна
- •Учебное пособие для самостоятельной работы студентов
- •Нехимических специальностей и направлений
6.2. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
Метод электронного баланса. В этом методе сравнивают степени окисления атомов в исходных и конечных веществах, руководствуясь правилом: число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, присоединенных окислителем. Для составления уравнения надо знать формулы реагирующих веществ и продуктов реакции. Последние определяются либо опытным путем, либо на основе известных свойств элементов. Рассмотрим применение этого метода на примерах.
Пример 1. Составление уравнения реакции взаимодействия оксида марганца (IV) с концентрированной соляной кислотой.
Запишем формулы исходных веществ и продуктов реакции:
.
Покажем изменение степеней окисления атомов до и после реакции:
.
Эта реакция окислительно-восстановительная, так как изменяются степени окисления атомов хлора и марганца. Составляем электронные уравнения:
восстановитель 2 1 окисление,
окислитель 2 1 восстановление
и находим коэффициенты при восстановителе и окислителе. Они соответственно равны 2 и 1. Коэффициент 2 (а не 1) ставится потому, что 2 атома хлора со степенью окисления «-1» отдают 2 электрона. Этот коэффициент уже стоит в электронном уравнении:
.
Находим коэффициенты для других реагирующих веществ. Из электронных уравнений видно, что на 2 моль приходится 1 моль. Однако, учитывая, что для связывания образующегося двухзарядного иона марганца нужно еще 2 моль кислоты, перед восстановителем следует коэффициент 4. Тогда воды получится 2 моль. Окончательное уравнение имеет вид:
.
Окончательно правильность составленного уравнения реакции контролируют по числу атомов кислорода. Так, в приведенной реакции в левой части атомов кислорода 2, в правой – тоже 2. Следовательно, уравнение составлено верно.
Пример 2. Составление уравнения реакции взаимодействия сероводорода с подкисленным раствором перманганата калия.
Напишем схему реакции – формулы исходных и полученных веществ:
.
Затем покажем изменение степеней окисления атомов до и после реакции:
.
Изменяются степени окисления у атомов серы и марганца. Составляем электронные уравнения:
восстановитель 2 5 окисление,
окислитель 5 2 восстановление
И, наконец, находим коэффициенты при окислителе и восстановителе, а затем при других реагирующих веществах. Из электронных уравнений видно, что надо взять 5 моль и 2 моль, тогда получим 5 мольи 2 моль. Кроме того, из сопоставления атомов в левой и правой частях уравнения, найдем, что образуется также 1 мольи 8 моль воды. Окончательное уравнение реакции будет иметь вид:
.
Правильность написания уравнения подтверждается подсчетом атомов кислорода; в левой части их 2 ∙ 4 + 3 ∙ 4 = 20 и в правой части 2 ∙ 4 + 4 + 8 = 20.
Метод полуреакций, или ионно-электронный метод.
Этот метод применим только для окислительно-восстановительных реакций, протекающих в растворах электролитов, то есть с участием ионов. При составлении уравнений необходимо учитывать среду, в которой протекает реакция.
Как показывает само название, этот метод основан на составлении ионных уравнений для процесса окисления и процесса восстановления с последующим суммированием их в общее уравнение. В качестве примера составим уравнение той же реакции, которую использовали при объяснении метода электронного баланса (см. пример 2). При пропускании сероводорода через подкисленный раствор перманганата калиямалиновая окраска исчезает и раствор мутнеет. Опыт показывает, что помутнение раствора происходит в результате образования элементной серы, т. е. протекания процесса:
.
Эта схема уравнена по числу атомов. Для уравнивания по числу зарядов надо от левой части схемы отнять два электрона, после чего можно стрелку заменить на знак равенства:
.
Это первая полуреакция – процесс окисления восстановителя . Обесцвечивание раствора связано с переходом иона(он имеет малиновую окраску) в ион(практически бесцветный и лишь при большой концентрации имеет слабо-розовую окраску), что можно выразить схемой:
.
В кислом растворе кислород, входящий в состав иона , вместе с ионами водорода образует воду. Поэтому процесс перехода записываем так:
Чтобы стрелку заменить на знак равенства, надо уравнять и заряды. Поскольку исходные вещества имеют семь положительных зарядов (+7), а конечные – два положительных (+2), то для выполнения условия сохранения зарядов надо к левой части схемы прибавить пять электронов:
Это вторая полуреакция – процесс восстановления окислителя, т. е. перманганат-иона .
Для составления общего уравнения реакции надо уравнения полуреакций сложить, предварительно уравняв числа отданных и полученных электронов. Для этого по правилам наименьшего кратного определяют соответствующие множители, на которые умножают уравнения полуреакций. Сокращенно запись проводится так:
5
2
___________________________________________________________________________________________
И, сократив на , окончательно получим:
.
Записываем уравнение в молекулярной форме и подбираем коэффициенты перед формулами остальных веществ:
.
Таким образом, составление уравнений окислительно-восстановительных реакций с помощью метода полуреакций приводит к тому же результату, что и метод электронного баланса.
Сопоставим оба метода. Достоинство метода полуреакций по сравнению с методом электронного баланса в том, что в нем применяются не гипотетические ионы, а реально существующие. В самом деле, в растворе нет ионов ,,,, а есть ионы,,,,. При методе полуреакций не нужно знать степень окисления атомов. Написание отдельных ионных уравнений полуреакций необходимо для понимания химических процессов в гальваническом элементе и при электролизе. При этом методе видна роль среды как активного участника всего процесса. Наконец, при использовании метода полуреакций не нужно знать все продукты реакции, они появляются в уравнении реакции при его выводе. Поэтому методу полуреакций следует отдать предпочтение и применять его при составлении уравнений всех окислительно-восстановительных реакций, протекающих в водных растворах.