И.В. Морозов, А.И. Болталин, Е.В. Карпова - Окислительно-восстановительные процессы (1097102)
Текст из файла
И.В. Морозов, А.И. Болталин, Е.В. КарповаОКИСЛИТЕЛЬНОВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕПРОЦЕССЫИздательствоМосковского университетаМосковский государственный университет имени М.В. ЛомоносоваХимический факультетФАКУЛЬТЕТ НАУК О МАТЕРИАЛАХИ.В. Морозов, А.И. Болталин, Е.В. КарповаОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕПРОЦЕССЫУчебное пособие для студентов I курсаУтверждено методической комиссиейкафедры неорганической химиихимического факультета МГУУтверждено методической комиссиейфакультета наук о материалах МГУИздательство Московского университета20032УДК 546; 541.49ББК 24.12М 80Рецензентыпрофессор А.В. Шевельков (химический фак-т МГУ)доцент М.Е.
Тамм (химический фак-т МГУ)Морозов И.В., Болталин А.И., Карпова Е.В.М 80Окислительно-восстановительные процессы. Учебноепособие – М.: Издательство Московского университета,2003. – 79 с.ISBN 5-211-06008-3Настоящее пособие составлено в соответствии с учебнойпрограммой по неорганической химии для студентов первогокурса химического факультета МГУ.В пособии представлены основные положения теорииокислительно-восстановительныхпроцессов;разобраныпримеры решения различных задач неорганической химии сиспользованием теории ОВР.ISBN 5-211-06008-3© Морозов И.В., Болталин А.И.,Карпова Е.В., 20033СОДЕРЖАНИЕОкислительно-восстановительныереакции(ОВР).Основные понятия и определения..……….…………………2. Методы уравнивания ОВР..…………………………………..2.1.
Метод электронного баланса.……………………………2.2. Метод электронно-ионного баланса.……………………2.3. Уравнивание ОВР в расплавах кислородсодержащихсолей.………………………………………2.4. Уравнивание ОВР с участием органическихвеществ………………....……………………………………...3. Количественные характеристики ОВР. Проведение ОВР вэлектрохимической цепи....…………………………………..3.1. Устройство электрохимической цепи.
Терминология……3.2. Измерение ЭДС цепи. Работа электрохимическойцепи...………………………………………………………….3.3. Связь Аэ/х и ∆G реакции (Е и ∆G)……………………...3.4. Стандартный водородный электрод (СВЭ)…………….3.5. Стандартные электродные потенциалы (СЭП)…………3.6. Нахождение Е° как разности стандартныхэлектродных потенциалов……….……………………...……состандартнымиэлектродными4. Вычисленияпотенциалами…………………………………………………4.1.
Вычисление ∆G° и К ОВР………………………………4.2. Степень протекания ОВР………………………………..4.3. Вычисление стандартных электродных потенциалов( E oOx/Red ), исходя из известных……………………………..4.4. Диаграммы Латимера (потенциальные диаграммы)….4.5. Диаграммы вольтэквивалент – степень окисления(ВЭ-СО) ………………………………………………………5. Уравнение Нернста и его применение……………………….5.1. Вывод уравнения Нернста из уравнения изотермыхимической реакции…………………………………………..5.2.
Расчёт реальных потенциалов E Ox/Red и E ……….…...5.3. Зависимость E от pH………………………………….…..5.4. Устойчивость веществ в водном растворе……………...5.5. Диаграммы Е – рН (диаграммы Пурбе). Построение иприменение……………………………6. Решение расчётных задач с участием ОВР…...……………..7. Вопросы и задачи………………….…………………………..8. Список литературы….…………….…………………………..9.
Ответы………………………………………….………………10. Стандартные потенциалы систем в водных растворах1.4стр57791213131316171920222525262729313535363840424551626364ВведениеСреди разнообразных процессов и явлений, протекающих вокружающем нас мире, важное место занимают окислительновосстановительные реакции. Например, такие жизненно важныепроцессы, как дыхание и фотосинтез включают стадии окисления ивосстановления.
Процессы сжигания обеспечивают основную частьэнергопотребления человечества и работу транспорта. Химическаяэнергетика, металлургия, разнообразные процессы химическойпромышленности, включая электролиз, – вот неполный перечень техобластей, где окислительно-восстановительные реакции (ОВР) играютключевую роль.Без изучения ОВР невозможно понять современнуюнеорганическую химию.
Данное учебно-методическое пособиепризвано помочь студентам в освоении основных положений теорииОВР и приобретении навыков решения разнообразных задач с ихучастием, начиная от уравнивания ОВР, расчёта стандартныхокислительно-восстановительныхпотенциалов,изаканчиваякомбинированными задачами, в которых необходимо учитыватьвлияние на электродные потенциалы таких факторов, как изменениеpHводногораствора,комплексообразование,образованиенерастворимых соединений.В настоящее время широко применяются графические способыпредставления химии окислительно-восстановительных состоянийэлемента.
Это диаграммы Латимера, диаграммы Фроста и диаграммыПурбе (E – pH). В сборнике представлены основные способы ихпостроения, приведены примеры использования.В методическое пособие вошло много разобранных примеров изадач, которые помогут глубже понять изучаемый материал.Настоящее пособие составлено в соответствии с программой “Курснеорганической химии для университетов” (Мартыненко Л.И.,Григорьев А.Н., под ред. акад. Третьякова Ю.Д., М.: МГУ, 1998).При составлении пособия авторы использовали материалы,представленные в ранее издававшемся на кафедре “Учебном пособиипо неорганической химии для студентов I курса” (издание второе,вып.
4, 1993 г).Составители пособия выражают благодарность профессорукафедры электрохимии Г.А.Цирлиной, и сотрудникам кафедрынеорганическойхимиидоцентамЕ.И.Ардашниковой,Ф.М.Спиридонову, М.Е.Тамм и профессору А.В.Шевелькову завнимательное прочтение рукописи и высказанные замечания ипредложения по её улучшению.51. Окислительно-восстановительные реакции (ОВР).Основные понятия и определения.Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – это такиехимические реакции, в которых происходит передача электронов отодних частиц (атомов, молекул, ионов) к другим, в результате чегостепень окисления атомов, входящих в состав этих частиц,изменяется.Наличие атомов, у которых в ходе реакции изменяется степеньокисления - характерный признак ОВР.Степень окисления (СО) – формальный заряд, который можноприписать атому, входящему в состав какой-либо частицы (молекулы,иона), исходя из предположения о чисто ионном характере связи вданной частице (частица состоит из ионизированных атомов).Следует помнить, что величина СО выражается не в кулонах, а вколичестве отданных (принятых) электронов.
Заряд одногоэлектрона равен –1.60218·10-19Кл.Правила расчета степени окисления (СО)(при их использовании предпочтение отдаётся правилу с меньшимномером).1. Сумма СО всех атомов в частице равна заряду этой частицы (впростых веществах СО всех атомов равна 0).2. В соединениях с ионным и ковалентно-полярным характером связиболее электроотрицательным атомам соответствует более низкаяСО. В бинарных ионныхТаблица 1.
Характерные СО длясоединениях,атомынекоторых элементов.неметалла, как правило,проявляютминимальныеСОСО,например:Щелочные металлы+1−3−2−1+2Be,Mg,Ca,Sr,Ba,Zn,CdCa 3 P2 , Na 2 S , CsI .-1F3. Атомы, приведённые в+1,-1Hтаблице 1, в большинстве-2Oсвоихсоединений-1Cl,Brпроявляют постоянную СО.B,Al,Ga,In,Sc,Y,Laи+3ПриопределенииСОбольшинство лантанидовпредпочтениеотдаютэлементу,который6располагается в таблице выше. Например, в CaO2: СО(Сa)= +2, СО(О)= -1.4. Максимальная СО равна номеру группы (для короткопериодного варианта периодическойтаблицы элементов Д.И. Менделеева), за исключением ряда элементов, входящих в VIIIБ и IБподгруппы, и некоторых f-элементов.
Минимальная СО неметаллов = Nгруппы-8. Например,Mn+7, P+5 и P-3, S+6 и S-2.СО – формальная величина. Истинные заряды атомов редко превышают ±1÷2. Так например,согласно расчёту, в комплексном катионе [Cr(H2O)6]3+ эффективные заряды атомов Cr, H, Oсоставляют +2.12, +0.59. -1.03, соответственно.П-1. Определите, является ли реакция окислительно-восстановительной? Если да, то в каких частицахатомы меняют СО? Рассчитайте СО этих атомов.a) CuSO4(p-p) + Zn(кр) = Cu(кр) + ZnSO4(p-p)б) 2KMnO4 + 3K2SO3 + H2O = 2MnO2 + 3K2SO4 + 2KOHв) H5C3(ONO2)3(ж) = 3/2N2(г) + 5/2H2O(г) + 3CO2(г) + 1/4O2(г)г) CaC2 + 2H2O = Ca(OH)2 + H2C2(г)д) (NH2)2CO(тв) + H2O(ж) = 2NH3 + CO2.Решение. Окислительно-восстановительными являются реакции а), б) и в), так как в них участвуютмолекулы, атомы которых меняют СО.
Рассчитаем СО в молекуле тринитроглицерина H5C3(ONO2)3:СО(H)=+1, СО(О)=-2, СО(N)=+5, СО(C)=x.По правилу 1): 5(+1)+3x+3(+5+3(-2))=0, ⇒ х=-2/3 – средняя СО трёх атомов С. Если в ходе ОВР углеродныйостов органической молекулы не разрушается полностью, то бывает удобно рассчитать степеньокисления конкретного атома углерода. Например, в молекуле CH3COOH СО атомов С составляет –3 и+3.ОВР – один из наиболее распространённых и важных типов реакций не только в живой и неживойприроде, но и в практической деятельности человека.
Главная особенность ОВР – конкуренция заэлектроны между окислителем и восстановителем.Окислитель (Ox) – частица, которая в ходе ОВР приобретаетэлектроны.Восстановитель (Red) – частица, которая в ходе ОВР отдаётэлектроны.Подобно протолитической теории Брёнстеда-Лоури, согласно которой протекание кислотноосновных реакций объясняется конкуренцией за протоны между двумя парами сопряжённыхкислот и оснований, в любой ОВР всегда принимают участие две пары конкурирующих заэлектроны сопряженных окислителей и восстановителей (редокс пары).Восстановление – процесс, в ходе которого окислитель приобретаетэлектроны и переходит в сопряжённую восстановленную форму.Окисление – процесс, в ходе которого восстановитель отдаётэлектроны и переходит в сопряжённую окисленную форму.Условная форма записи ОВР:Например:полуреакция восстановления:(взятие электронов)Ox1 + ne = Red1полуреакция окисления:(отдача электронов)Red2 – ne = Ox2Суммарная реакция:Ox1 + Red2 = Red1 + Ox2+Cu2+ + 2e = Cu0Zn0 – 2e = Zn2+Cu2+ + Zn0 = Zn2+ + Cu02.
Методы уравнивания окислительно-восстановительных реакций.7Методы уравнивания ОВР основаны на записи полуреакций окисления и восстановления.2.1. Метод электронного баланса.Этот метод используется для уравнивания ОВР, протекающих в газовой и (или) твердой фазе.Алгоритм метода:1. Найти атомы, у которых изменяется СО, и составить схему полуреакций окисления ивосстановления с участием этих атомов.2. Уравнять каждую полуреакцию, добиваясь:• материального баланса (равенства числа атомов каждого элемента в правой и левойчастях уравнения)• баланса по зарядам (равенства суммарных зарядов в правой и левой частях уравненияреакции).
Характеристики
Тип файла PDF
PDF-формат наиболее широко используется для просмотра любого типа файлов на любом устройстве. В него можно сохранить документ, таблицы, презентацию, текст, чертежи, вычисления, графики и всё остальное, что можно показать на экране любого устройства. Именно его лучше всего использовать для печати.
Например, если Вам нужно распечатать чертёж из автокада, Вы сохраните чертёж на флешку, но будет ли автокад в пункте печати? А если будет, то нужная версия с нужными библиотеками? Именно для этого и нужен формат PDF - в нём точно будет показано верно вне зависимости от того, в какой программе создали PDF-файл и есть ли нужная программа для его просмотра.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
