- •Изучаемые вопросы:
- •1. Предмет химии. Значение химии в изучении природы и развитии техники
- •2. Основные количественные законы химии
- •Вопросы для самоконтроля
- •Литература
- •Лекция 2 (2 ч)
- •Тема 1. Строение вещества. Периодическая система элементов д. И. Менделеева
- •Изучаемые вопросы:
- •1.1. Современная модель строения атома
- •1.2. Квантовые числа
- •Орбитальное квантовое число 0 1 2 3 4
- •1.3. Строение многоэлектронных атомов
- •1.4. Периодические свойства элементов
- •1.5. Периодическая система элементов д. И. Менделеева
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Литература:
- •Лекция 3 (2 ч)
- •Тема 2. Химическая связь и взаимодействия между молекулами
- •Изучаемые вопросы:
- •2.1. Общая характеристика химической связи
- •2.2. Типы химической связи
- •2.3.Типы межмолекулярных взаимодействий
- •2.4. Пространственная структура молекул
- •Число гибридных орбиталей равно числу исходных. При смешении s и р-орбиталей образуется две sp-гибридных орбитали, угол между осями которых равен 180°.
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Вопросы для самостоятельной работы:
- •Литература:
- •Лекция 4 (2 ч)
- •Тема 3. Агрегатное состояние вещества
- •Изучаемые вопросы:
- •3.1. Общая характеристика агрегатного состояния вещества
- •3.2. Газообразное состояние вещества. Законы идеальных газов. Реальные газы
- •3.3. Характеристика жидкого состояния вещества
- •3.4. Характеристика твёрдого состояния
- •Характеристики некоторых веществ
- •3.5. Типы кристаллических решёток
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Вопросы для самостоятельной работы:
- •Литература:
- •Лекции 5-6 (4 ч)
- •Тема 4. Энергетика химических процессов
- •Изучаемые вопросы:
- •4.1. Общие понятия термодинамики
- •4.2. Первый закон (начало) термодинамики. Внутренняя энергия системы. Энтальпия системы
- •4.3. Термохимия. Тепловые эффекты химических реакций
- •4.4. Закон Гесса и следствия из него
- •I путь.
- •II путь.
- •4.5. Основные формулировки второго закона (начала) термодинамики
- •4.6. Принцип работы тепловой машины. Кпд системы
- •4.7. Свободная и связанная энергии. Энтропия системы
- •4.8. Энергия Гиббса, энергия Гельмгольца и направленность химических реакций
- •Для определения температуры (Тр), выше которой происходит смена знака энергии Гиббса реакции, можно воспользоваться условием
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Литература:
- •Лекции 6-7 (4 ч)
- •Тема 5. Химическая кинетика и катализ
- •Изучаемые вопросы:
- •5.1. Понятие о химической кинетике
- •5.2. Факторы, влияющие на скорость химических реакций. Закон действующих масс
- •5.3. Классификация химических реакций по молекулярности и по порядку
- •5.4. Кинетические уравнения реакци первого и второго порядка
- •Поле интегрирования
- •5.5. Теория активизации молекул. Уравнение Аррениуса
- •5.6. Особенности каталитических реакций. Теории катализа
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Литература:
- •Лекция 9 (2 ч)
- •Тема 6. Химическое равновесие
- •Изучаемые вопросы:
- •6.1. Обратимые и не обратимые реакции. Признаки химического равновесия
- •6.2. Константа химического равновесия
- •6.3. Факторы, влияющие на химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье
- •6.4. Правило фаз Гиббса. Диаграмма состояния воды
- •Правило фаз для воды имеет вид
- •6.5. Понятие о химическом сродстве веществ. Уравнения изотермы, изобары и изохоры химических реакций
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Литература:
- •Лекции 10-12 (6 ч)
- •Тема 7. Растворы. Дисперсные системы
- •Изучаемые вопросы:
- •7.1. Сольватная (гидратная) теория растворения
- •7.2. Общие свойства растворов
- •7.3. Типы жидких растворов. Растворимость
- •7.4. Свойства слабых электролитов
- •7.5. Свойства сильных электролитов
- •7.6. Классификация дисперсных систем
- •7.7. Получение коллоидно-дисперсных систем
- •7.8. Устойчивость коллоидных растворов. Коагуляция. Пептизация
- •7.9. Свойства коллоидно-дисперсных систем
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Литература:
- •Лекция 13 (2ч)
- •Тема 8. Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства вещества
- •Изучаемые вопросы:
- •8.1. Особенности обменных процессов
- •8.2. Особенности окислительно-восстановительных процессов
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Литература:
- •Лекции 14-15 (4 ч)
- •Тема 9. Электрохимические системы
- •Изучаемые вопросы:
- •9.4. Электродвижущая сила гальванического элемента.
- •9.1. Общие понятия электрохимии. Проводники первого и второго рода
- •9.2. Понятие об электродном потенциале
- •9.3. Гальванический элемент Даниэля-Якоби
- •9.4. Электродвижущая сила гальванического элемента
- •9.5. Классификация электродов
- •9.6. Поляризация и перенапряжение
- •9.7. Электролиз. Законы Фарадея
- •9.8. Коррозия металлов
- •Лекция 16 (2 ч)
- •Тема 10. Органические полимерные материалы
- •10.1. Методы получения полимеров
- •10.2. Строение полимеров
- •10.3. Свойства полимеров
- •10.4. Применение полимеров
- •Литература:
- •Лекция 17 (2 ч)
- •Тема 11. Химическая идентификация и анализ вещества
- •11.1. Качественный анализ вещества
- •Некоторые реагенты для идентификации катионов
- •11.2. Количественный анализ вещества. Химические методы анализа
- •11.3. Инструментальные методы анализа
- •Атомно-эмиссионная спектроскопия – группа методов анализа, основанных на измерении длины волны и интенсивности светового потока, излучаемого возбужденными атомами в газообразном состоянии.
- •Вопросы для самоподготовки:
- •Литература:
8.2. Особенности окислительно-восстановительных процессов
При окислительно-восстановительных реакциях происходит изменение степени окисления вещества. Реакции можно разделить на те, которые проходят в одном реакционном объеме (например, в растворах) и разных (электрохимические). Под степенью окисления вещества (СО) понимают воображаемый заряд атома в соединении, вычисленный, исходя из предположения, что соединение состоит из ионов. Определение степени окисления проводят, используя следующие правила:
-
Степень окисления (СО) элемента в простом веществе равна нулю (H2, N2, O3, Cu, K).
-
СО элемента в виде одноатомного иона в соединении, имеющим ионное строение, равна заряду иона (Na+1I-1; Al+3F3-1; Zn+4Br-4-1).
-
В соединениях с ковалентными полярными связями отрицательный заряд относят к более ЭО элементу, причем принимают следующие степени окисления:
а) для фтора (ЭО = 4) СО = -1;
б) для кислорода (ЭО = 3,5) СО = -2, за исключением пероксидов, где СО = -1, озонидов (СО = -1/3) и OF2 (СО = +2).
В) для водорода (ЭО = 2,0) СО = +1, за исключением самообразованных гидридов (Li+1H-1).
Г) для щелочных и щелочноземельных металлов (ЭО = 0,7 –1,0) СО = +1 и +2 соответственно.
-
Алгебраическая сумма СО элементов в нейтральной молекуле равна нулю, в сложном ионе – заряду иона.
Понятие СО для большинства соединений имеет условный характер, так как не отражает реальный эффективный заряд атома. Однако это понятие весьма широко используется в химии.
Большинство элементов могут проявлять переменную степень окисления в зависимости от положения элемента в периодической системе, и связано с электронным строением атома.
Любая окислительно-восстановительная реакция состоит из процессов окисления и восстановления. Окисление – это процесс отдачи электронов веществом, т. е. повышение его степени окисления, вещество при этом называют восстановителем. Восстановление – это процесс присоединения электронов к веществу, т. е. понижение его степени окисления и вещество при этом называется окислителем.
Окислительно-восстановительные реакции условно можно разделить на четыре группы:
Межмолекулярные реакции: в них окислителем и восстановителем являются разные вещества, простые и сложные:
K2Cr2+6O7 + 3K2S+4O3 + 4H2SO4 = Cr2+3(SO4)3 + 4K2S+6O4 + 4H2O
В этой реакции окислителем является дихромат калия (K2Cr2+6O7), а восстановителем – сульфит калия (K2S+4O3).
Вторую группу составляют внутримолекулярные реакции, которые протекают с изменением степени окисления атомов в одной и той же молекуле:
(N-3H4)2Cr2+6O7 = N20 + Cr2+3O3 + 4H2O
Окислителем является хром, изменяющий степень окисления от +6 до +3, а восстановителем служит азот, степень окисления которого меняется от –3 до 0.
К третьей группе относятся реакции диспропорционирования (дисмутации), в которых атомы одного и того же элемента в реагенте окисляются и восстанавливаются:
4KCl+5O3 = 3KCl+7O4 + KCl-1
При термическом разложении бертолетовой соли (KclO3) часть атомов хлора восстанавливается, изменяя степень окисления от +5 до –1, а другая окисляется от +5 до +7.
К четвертой группе относят реакции синпропорционирования (конмутации), в которых атомы одного и того же элемента разных реагентов в результате их окисления и восстановления получают одинаковую степень окисления:
2H2S-2 + S+4О2 = 3S0 + 2H2О
В данном случае сера, входящая в состав сероводорода понизила степень окисления с – 2 до 0 и является восстановителем, входящая в оксид серы, увеличила степень окисления с + 4 до 0, т. е. является окислителем.
Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций используют два метода: метод электронного баланса и метод полуреакций (электронно-ионный метод).
Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса осуществляется в несколько стадий:
-
Записывают уравнение реакции со всеми участвующими в ней веществами без коэффициентов.
-
Выделяют элементы, изменяющие степени окисления в результате реакции и определяют число электронов, приобретенных окислителем и отдаваемых восстановителем.
-
Уравнивают число приобретаемых и отдаваемых элементами электронов, устанавливая тем самым коэффициенты для соединений, в которых присутствуют элементы, изменяющие степени окисления.
-
Подбирают коэффициенты для всех остальных участников реакции.
Рассмотрим в качестве примера реакцию, которая протекает при взаимодействии между бромом и сероводородом:
Br20 + H2S-2 + 2H2О HBr-1+ H2S+6О4
После записи уравнения реакции и выделения элементов, изменяющих степени окисления, определяют число электронов, приобретаемых бромом и отдаваемых серой:
Br20 + 2e- 2Br-1
S-2 – 8e- S+6
В данном случае число отдаваемых серой электронов равно 8, а приобретаемых бромом –2, следовательно, для брома следует ввести коэффициент, равный 4:
4Br20 + 2e- 2Br-1
S-2 – 8e- S+6,
И записать суммарное, сбалансированное по числу отдаваемых и присоединенных электронов уравнение:
4Br20 + S-2 8Br-1+ S+6
После перенесения получаемых коэффициентов в исходное уравнение подбора коэффициентов для остальных участников реакции (в данном случае воды) получаем: 4Br2 + H2S + 4H2О 8HBr + H2SО4
Метод электронного баланса достаточно прост, и составление уравнений окислительно-восстановительных реакций не вызывает затруднений, когда в качестве исходных веществ и продуктов реакции выступают вещества, не диссоциирующие на ионы. Однако составление уравнений окислительно-восстановительных реакций значительно осложняется, если в реакции принимает участие соединения с ионной связью. В этом случае элементы, присутствующие в ионах, как правило, лишь частично участвует в окислительно-восстановительных процессах, в то время как другая часть этих ионов участвует в реакциях обмена. Поэтому, метод электронного баланса, рассматривающий лишь переход электронов от восстановителя к окислителю, не позволяет непосредственно определить коэффициенты в окислительно-восстановительных уравнениях без дополнительного использования приема проб и ошибок. Это достигается при использовании электронно-ионного метода, или метода полуреакций.
Чтобы составить такое уравнение окислительно-восстановительной реакции, необходимо:
-
составить ионную схему реакции, определив окислитель, восстановитель и продукты их взаимодействия. При этом сильные электролиты следует записывать в виде ионов, а слабые электролиты, осадки и газы – в виде молекул (продукты реакции определяют опытным путем, или на основании справочных данных);
-
составить электронно-ионные уравнения отдельно для процесса восстановления и процесса окисления, руководствуясь следующими правилами: а) если продукт реакции содержит меньше кислорода, чем исходное вещество, то в кислой среде избыточный кислород связывается с ионами водорода с образованием молекул воды. В нейтральной среде и щелочной среде избыточный кислород взаимодействует с водой, образуя удвоенное число гидроксогрупп; б) на основании закона сохранения массы и энергии при составлении уравнений следует соблюдать баланс вещества и баланс зарядов.
Для примера рассмотрим реакцию, которая протекает при взаимодействии перманганата калия (KmnO4) с нитритом калия (KNO3) в кислой среде (H+).
-
При сливании растворов исходных веществ окраска быстро изменяется от малиновой до почти бесцветной в результате восстановления иона MnO4 – до Mn+2:
а) MnO4 - Mn+2
Избыточный в левой части уравнения кислород следует связать ионами водорода, так как реакция происходит в кислой среде:
б) MnO4 - + 8 H+ Mn+2 + 4Н2О
Учитывая необходимость сохранения баланса зарядов, предыдущая схема должна быть дополнена:
в) MnO4 - + 8 H+ + 5e- Mn+2 + 4Н2О
-
Ионы NO2- в процессе реакции окисляются, превращаясь в ионы NO3-
а) NO2- NO3-
Избыточный в правой части уравнения кислород следует связать с ионами водорода. При этом для сохранения баланса вещества в левой части уравнения следует подставить одну молекулу воды:
б) NO2- + Н2О NO3- + 2Н+
При соблюдении равенства зарядов правой и левой частей уравнения схема принимает следующий вид:
в) NO2- + Н2О – 2e- NO3- + 2Н+
-
Для составления полного ионного уравнения этой окислительно-восстановительной реакции необходимо суммировать полученные уравнения реакций окисления и восстановления. Так как общее число электронов, принятых окислителем, должно быть равно общему числу электронов, отданных восстановителем, умножаем уравнение реакции восстановления на число два, а окисления – на число пять, затем складываем их:
2MnO4 - + 16H+ + 10e- + 5NO2- + 5Н2О – 10e-
2Mn+2 + 8Н2О + 5NO3- + 10Н+
-
Производим возможные упрощения (приведение подобных членов):
2MnO4 - + 6H+ + 5NO2- 2Mn+2 + 3Н2О + 5NO3-
-
Для составления уравнения в молекулярном виде следует приписать в правую и левую части уравнения недостающие ионы в одинаковом числе:
2KМnO4 + 5KNO2 + 3H2SO4 2MnSO4 + 5KNO3 + K2SO4 + 3Н2О
Следуя тем же принципам, легко составить уравнение окислительно-восстановительной реакции для тех же реагентов (KmnO4 и KmnO4), взаимодействующих в щелочной среде (КОН).
-
Для процесса восстановления перманганата калия:
а) MnO4 - MnO4 2-
б) MnO4 - MnO4 2-
в) MnO4 - + e- MnO4 2-
-
Для процесса окисления нитрита калия:
а) NO2- NO3-
б) NO2- + 2OH- NO3- + H2O
в) NO2- + 2OH- - 2e- NO3- + H2O
-
Суммирование уравнений реакций окисления и восстановления:
2MnO4 - + 2e- + NO2- + 2OH- - 2e-
2MnO4 2- + NO3- + H2O
-
Приведение подобных членов:
2MnO4 - + NO2- + 2OH- 2MnO4 2- + NO3- + H2O
-
составление уравнения окислительно-восстановительной реакции в молекулярном виде:
2KmnO4 + KNO2- + 2KOH 2K2MnO4 + KNO3 + H2O
Представленная выше схема более универсальна по сравнению с методом электронного баланса и имеет несомненные преимущества при составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций с участием, в частности, органических соединений, пероксида водорода, некоторых соединений серы и т. д.
Направление окислительно-восстановительных реакций можно предсказать, используя второй закон термодинамики. Если изменение энергии Гиббса меньше нуля (G 0), то реакция может протекать в прямом направлении, а если больше нуля (G > 0), то возможна лишь обратная реакция. Реальная скорость процессов зависит от их кинетических констант и условий проведения.
Окислительно-восстановительные реакции играют важную роль в природе и технике. Они могут как наносить огромный ущерб природе и человеку, так и приносить пользу. Примерами первых процессов служат коррозия металлов, лесные пожары, окисление азота при сжигании топлива, образование чрезвычайно токсичных диоксидов. Положительным примером использования окислительно-восстановительных реакций служат реакции получения металлов, органических и неорганических соединений, проведение анализа различных веществ, очищения многих веществ, природных и сточных вод, газообразных выбросов электростанций и заводов и т.п.