Окислительно-восстановительные реакции. Понятие восстановительного потенциала.

Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции, также редокс (англ. redox, от reduction-oxidation — окисление-восстановление) — это встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, реализующихся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем и атомом-восстановителем.

Окислители — это вещества, которые могут принимать электроны от других веществ, а

восстановители — отдавать электроны другим веществам. Окисление и восстановление происходят совместно, отдает электроны В окислительно-восстановительной реакции (или, иначе, редокс-процессе) электроны переходят от восстановителя к окислителю.

 

ОВР – реакции, протекающие с изменением степеней окисления элементов.

Классификация:

· Межмолекулярные – окислитель и восстановитель находятся в разных веществах (Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2)

· Внутримолекулярные – окислитель и восстановитель в одном веществе ((NH4)2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4H2O)

· Диспропорционирование – один и тот же элемент в ходе ОВР играет одновременно роль окислителя и восстановителя, из одной средней степени окисления получается две (Cl02 + H2O = HCl-+ HCl+O)

· Контрпропорционирование – из двух степеней окисления получается одна

· средняя (2H₂S+ S+4O₂ = 3S+ 2H₂O)

Степень окисления – заряд элемента, вычисленный исходя из предположения, что

соединение состоит только из ионов

Стандартный восстановительный потенциал Е⁰– стандартная свободная энергия,

отнесенная к суммарному заряду электронов, участвующих в реакции

E⁰= -G⁰/ (ne*F),

ΔG⁰= -ne*F*ΔE⁰

ne – n-ое количество электронов

F – постоянная Фарадея, F=q_e*N_а=1,6*10-19*6,023*1023=96500Кл

ΔG⁰– энергия Гиббса

Основные классы неорганических соединений и их свойства. Соли: основные, кислые, средние.

Классификации неорганических соединений:

1) Оксиды:

A. Основные

Образованы атомом металла (1 и 2 группы и переходными металлами в низких степенях окисления); им соответствуют основания. Реагируют с кислотными оксидами и кислотами.

CaO + SO₃ = CaSO₄

CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O

B. Кислотные

Образованы атомом неметалла (4-7 группы и переходными металлами в высших степенях окисления) им соответствуют кислоты. Реагируют с основными оксидами и основаниями.

3SO₃ + Fe₂O₃ = Fe₂(SO₄)₃

P₂O₅ + 6NaOH = 2Na₃PO₄ + H₂O

C. Амфотерные

Образован атомом элемента 3-4 группы (Al, Ga, Ge) и переходными металлами (Zn, Cr, Fe…); им соответствуют гидроксиды, проявляющие как основные так и кислотные свойства.

2Al(OH)₃ + 3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 6H₂O

Al(OH)₃ + NaOH = Na[Al(OH)₄]

D. Безразличные (НЕСОЛЕОБРАЗУЮЩИЕ)

Оксиды, которые не образуют ни кислот, ни оснований, например:

NO, CO, SiO, TiO, ClO₂

2) Гидроксиды

a. Основания (Однокислотные, многокислотные (по кол-ву гидроксогрупп))

b. Кислоты ( одноосновные, многоосновные (содержат несколько протонов) )

Соли

a. Средние

Результат полного замещения гидроксогрупп в основании на кислотный остаток (и протонов в кислоте на ионы металлов) в реакции нейтрализации:

Ca(OH)₂ + H₂SO₄ = CaSO₄ + 2H₂O

B. Основные

Результат неполного замещения в связи с (избытком основания) в реакции нейтрализации:

2Ca(OH)₂ + H₂SO₄ = (CaOH­)₂SO₄ + 2H₂O

C. Кислые

Результат неполного замещения в связи с избытком кислоты в реакции нейтрализации:

Ca(OH)₂ + 2H₂SO₄ = Ca(HSO₄)₂ + 2H₂O

D. Двойные

Вещ-ва, образованные ионами нескольких разных металлов и одним кислотным остатком:

KAl(SO₄)₂×12H₂O

E. Кристаллогидраты

Вещ-ва в твердом состоянии содержащие одну или несколько молекул воды:

CuSO₄×5H₂O, FeSO₄×7H₂O

F. Комплексные соединения

K₃[Fe(CN)₆]

Основные закономерности изменения свойств элементов 1-7 групп периодической системы по группе и периоду. Валентные возможности. Правило четности. Характеристики простых тел. Физические и химические свойства. Важнейшие соединения. Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства.

Поведение электролитов 2 периода отличается от поведение элементов других периодов. Во 2 периоде впервые появляется 2р электроны. Электроны близко к ядру. Радиусы элементов 2 периода малы, на них трудно повлиять. У них больше электроотрицательность. По периоду n=const=6. Эти элементы сильно отличаются от соседей по группам.

III группа — элетродефицитная. Она образует донорн-акцепторные связи, образует полимеры.

IV группа. Число электронов равно числу орбиталей. Есть способность к образованию связей из одинаковых атомов.

V группа. Кислотный фосфор

VI группа. Сера создает тио-соединения.

VII группа. Сила кислот растет вниз по группе.

Общие закономерности:

1) Конфигурации. Особая устойчивость s², р⁶ (полностью заполненных) и p³ (полузаполненных) орбиталей.

2) Высокая способность проникновения электронов s орбитали к ядру. Отсутствие высших степеней окисления у тяжелых элементов III и V групп (Ti, Pb, Bi).

3) Способность к вторичной периодичности, которая видна в отклонении свойств соединений Ga, Ge, As, Bi от соседей по группе (отклонение от монотонного изменения свойств).

4) Отличие химии элементов 2го периода (типические) от соседей по группе.

5) Широкий диапазон свойств от типичных металлов (I – II группы) до типичных неметаллов (VII группа).

6) Наличие диагонального сходства из-за близости соотношения заряда и радиуса (B – Si). На диагоналях амфотерные свойства.

7) Нарастание металлических зарактеристик при движении вниз по группе.

8) Увеличение тенденции к образованию гидроксокомплексов вместо оксокомплексов. Пример: реакция взаимодействия элементов V группы с фосфорной кислотой:

3P + 5HNO₃ + 2H₂O = 3H₃PO₄ + 5NO

Bi + 4HNO₃ = Bi(NO₃)₃ + 2H₂O = NO

Si + 2NaOH + H₂O = Na₂SiO₃ + 2H₂

9) Степень окисления изменяется на два.

25. Переходные и не переходные элементы: различие и сходство

1)

· Более протяженные d – оболочки

· Нет резкого изменения свойств (не как у s- и p- элементов)

· Электроотрицательность

Все они металлы

· Твердые, прочные

· Высокая Т_кип и Т_плав

· Высокая теплоемкость и электроотрицательность

· Все они восстановители

o Газовая фаза – потенциал ионизации

o Раствор – потенциал восстановителя E_ox/red

· Легко растворяются в друг в друге, образуя сплавы.

· Степень окисления может меняться на единицу (в отличии от s- и p- элементов только на 2)

· Широкий набор окислительно-восстановительных свойств

· Широкий набор кислотно-основных свойств

· Окислительная способность растет при движении по периоду

· Ионы переходных элементов окрашены

· С водородом образуют фазы внедрения

· Образуют связи металл-металл

Химия воды.

Физические свойства:

· Диссоциация воды

H₂O = H⁺ + OH^-

2H₂O = H₃O⁺ + OH^-

· Термический распад 2000⁰ - 2H₂O = 2H₂ + O₂

· Аномально высокая теплоемкость

· Аномальное изменение плотности

· Поверхностное натяжение

· Малый размер частиц и маленькая масса

· Вода – диполь à дипольный момент

· Тяжелая вода (изотопы: протий, дейтерий, тритий)

· Высокая удельная ТЕПЛОТА парообразования: 2256 кДж/кг

· Газовые гидраты: CH₄·nH₂O, C­₃H₈·nH₂O,

· Высокая удельная ТЕПЛОТА плавления: кДж/кг

 

Химические свойства

· Взаимодействие с металлами:

Na + H₂O = NaOH + H₂

3Fe + 4H₂O = F­e₃O₄ + H₂ (температура)

· Взаимодействие с неметаллами:

H₂O + C = H₂ + CO (температура)

· Электрическая диссоциация

2H₂O = 2H₂ + O₂

· Катализатор

· Взаимодействие воды с оксидами

· Кристаллогидраты

CuSO₄ + 5H₂O = CuSO₄×5H₂O

· Участие воды в природных процессах

o Фотосинтез

· Амфотерность воды

H₂O = H⁺ + OH^-

[H] = [OH]

· Гидролиз

· Участие в ОВР

Cl₂ + H₂O = HCl + HClO

· Жесткость воды:

o Временная (карбонаты): при нагреве соли выпадают в виде карбонатов

CaHCO₃ + Ca(OH)₂ = CaCO₃ (осад.) + H₂O

o Постоянная (сульфиды и хлориды)

 

Типы воды:

· Морская (истинный р-р)

· Речная (коллоидная взвесь)

· Кристаллогидраты (вода в минералах)